Neutralisationsreaktion: Eigenschaften, Produkte und Beispiele
Eine Neutralisationsreaktion ist eine, die auf quantitative Weise zwischen einer sauren und einer basischen Spezies abläuft . Im Allgemeinen werden bei dieser Art von Reaktionen in wässrigem Medium Wasser und ein Salz (ionische Spezies, die aus einem anderen Kation als H + und einem von OH- oder O2- verschiedenen Anion bestehen) gemäß der folgenden Gleichung erzeugt: Säure + Base → Salz + Wasser
An einer Neutralisationsreaktion sind Elektrolyte beteiligt. Dies sind Substanzen, die, wenn sie in Wasser gelöst werden, eine Lösung erzeugen, die elektrische Leitfähigkeit ermöglicht. Säuren, Basen und Salze gelten als Elektrolyte.
Auf diese Weise sind starke Elektrolyte jene Spezies, die in Lösung vollständig in ihren Ionenbestandteilen dissoziieren, während schwache Elektrolyte nur teilweise ionisiert sind (sie haben eine geringere Fähigkeit, elektrischen Strom zu leiten, das heißt, sie sind nicht gut) Leiter wie starke Elektrolyte).
Eigenschaften
Zunächst ist zu betonen, dass bei Einleitung einer Neutralisationsreaktion mit gleichen Mengen Säure und Base (in Mol) am Ende der Reaktion nur ein Salz erhalten wird; das heißt, es gibt keine Restmengen an Säure oder Base.
Darüber hinaus ist der pH-Wert eine sehr wichtige Eigenschaft von Säure-Base-Reaktionen, die angibt, wie sauer oder basisch eine Lösung ist. Dies wird durch die Menge an H + -Ionen in den gemessenen Lösungen bestimmt.
Auf der anderen Seite gibt es verschiedene Konzepte von Säure und Basizität, die von den berücksichtigten Parametern abhängen. Hervorzuheben ist das Konzept von Brønsted und Lowry, bei dem eine Säure als Spezies, die Protonen (H +) abgeben kann, und eine Base als Spezies, die sie aufnehmen kann, betrachtet werden.
Säure-Base-Titrationen
Um eine Neutralisationsreaktion zwischen einer Säure und einer Base richtig und quantitativ zu untersuchen, wird eine Technik namens Säure-Base-Titration (oder Titration) angewendet.
Die Säure-Base-Titrationen bestehen aus der Bestimmung der Säure- oder Basenkonzentration, die zur Neutralisation einer bestimmten Menge einer Base oder Säure bekannter Konzentration erforderlich ist.
In der Praxis sollte eine Standardlösung (deren Konzentration genau bekannt ist) nach und nach zu der Lösung gegeben werden, deren Konzentration unbekannt ist, bis der Äquivalenzpunkt erreicht ist, an dem eine der Spezies die andere vollständig neutralisiert hat.
Der Äquivalenzpunkt wird durch die heftige Änderung der Farbe des Indikators festgestellt, der zu der Lösung unbekannter Konzentration gegeben wurde, wenn die chemische Reaktion zwischen beiden Lösungen abgeschlossen ist.
Im Fall der Neutralisation von Phosphorsäure (H 3 PO 4 ) gibt es zum Beispiel einen Äquivalenzpunkt für jedes Proton, das sich von der Säure löst; Das heißt, es werden drei Äquivalenzpunkte und drei Farbänderungen beobachtet.
Produkte einer Neutralisationsreaktion
Bei den Reaktionen einer starken Säure mit einer starken Base erfolgt die vollständige Neutralisation der Spezies wie bei der Reaktion zwischen Salzsäure und Bariumhydroxid:
2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (ac) → BaCl 2 (ac) + 2H 2 O (l)
Somit werden keine überschüssigen H + - oder OH- -Ionen erzeugt, was bedeutet, dass der pH-Wert der stark neutralisierten Elektrolytlösungen im Wesentlichen mit dem Säurecharakter ihrer Reaktanten zusammenhängt.
Im Gegensatz dazu wird im Falle der Neutralisation zwischen einem schwachen Elektrolyten und einem starken Elektrolyten (starke Säure + schwache Base oder schwache Säure + starke Base) die teilweise Dissoziation des schwachen Elektrolyten erhalten und die Dissoziationskonstante der Säure erscheint (K a ) oder von der Base (K b ) schwach, um den sauren oder basischen Charakter der Nettoreaktion durch Berechnung des pH-Wertes zu bestimmen.
Zum Beispiel haben Sie die Reaktion zwischen Blausäure und Natriumhydroxid:
HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H 2 O (l)
Bei dieser Reaktion ionisiert der schwache Elektrolyt in der Lösung nicht signifikant, so dass die Nettoionengleichung wie folgt dargestellt wird:
HCN (ac) + OH- (ac) → CN- (ac) + H 2 O (l)
Dies wird erhalten, nachdem die Reaktion mit den starken Elektrolyten in ihrer dissoziierten Form (Na + (ac) + OH- (ac) auf der Seite der Reaktanten und Na + (ac) + CN- (ac) auf der Seite der Produkte), bei denen nur das Natriumion ein Zuschauer ist.
Schließlich tritt im Falle der Reaktion zwischen einer schwachen Säure und einer schwachen Base keine Neutralisation auf. Dies liegt daran, dass beide Elektrolyte teilweise dissoziieren, ohne dass das erwartete Wasser und Salz entstehen.
Beispiele
Starke Säure + starke Base
Die angegebene Reaktion zwischen Schwefelsäure und Kaliumhydroxid in einem wässrigen Medium wird als Beispiel gemäß der folgenden Gleichung genommen:
H 2 SO 4 (ac) + 2 KOH (ac) → K 2 SO 4 (ac) + 2 H 2 O (l)
Es ist ersichtlich, dass sowohl die Säure als auch das Hydroxid starke Elektrolyte sind; daher sind sie in der Lösung vollständig ionisiert. Der pH-Wert dieser Lösung hängt von dem starken Elektrolyten ab, der in größerem Anteil vorhanden ist.
Starke Säure + schwache Base
Die Neutralisation von Salpetersäure mit Ammoniak führt zu der Ammoniumnitratverbindung, wie nachstehend gezeigt:
HNO 3 (ac) + NH 3 (ac) → NH 4 NO 3 (ac)
In diesem Fall wird das mit dem Salz erzeugte Wasser nicht beobachtet, da es dargestellt werden müsste als:
HNO 3 (ac) + NH 4 + (ac) + OH- (ac) → NH 4 NO 3 (ac) + H 2 O (l)
So kann Wasser als Reaktionsprodukt beobachtet werden. In diesem Fall hat die Lösung einen im wesentlichen sauren pH-Wert.
Schwache Säure + starke Base
Als nächstes wird die Reaktion zwischen Essigsäure und Natriumhydroxid gezeigt:
CH 3 COOH (ac) + NaOH (ac) → CH 3 COONa (ac) + H 2 O (l)
Da die Essigsäure ein schwacher Elektrolyt ist, dissoziiert sie teilweise und es entstehen Natriumacetat und Wasser, deren Lösung einen basischen pH-Wert aufweist.
Schwache Säure + schwache Base
Schließlich und wie oben angegeben, kann eine schwache Base eine schwache Säure nicht neutralisieren; Es passiert auch nicht das Gegenteil. Beide Spezies werden in wässriger Lösung hydrolysiert und der pH-Wert der Lösung hängt von der "Stärke" der Säure und der Base ab.
