Caractéristiques de la réaction de neutralisation, produits et exemples



Ongle réaction de neutralisation est ce qui se produit entre un acide et une espèce basique de manière quantitative. En général, l'eau et le sel sont produits dans ce type de réactions dans un milieu aqueux (espèces ioniques composées d'un cation autre que H).+ et un anion autre que OH- u O2-) selon l'équation suivante: acide + base → sel + eau.

Dans une réaction de neutralisation, des électrolytes sont impliqués, qui sont des substances qui, dissoutes dans l'eau, génèrent une solution permettant la conductivité électrique. Les acides, les bases et les sels sont considérés comme des électrolytes.

Ainsi, les électrolytes forts sont les espèces qui se dissocient complètement dans leurs ions constituants lorsqu'ils sont en solution, alors que les électrolytes faibles que partiellement ionisent (ont moins de capacité à conduire un courant électrique, par exemple, ne sont pas bonnes des conducteurs comme des électrolytes puissants).

Index

  • 1 caractéristiques
    • 1.1 Titrages à base d'acide
  • 2 exemples
    • 2.1 acide fort + base forte
    • 2.2 Acide fort + base faible
    • 2.3 acide faible + base solide
    • 2.4 acide faible + base faible
  • 3 références

Caractéristiques

En premier lieu, il convient de souligner que, si une réaction de neutralisation est initiée avec des quantités égales d'acide et de base (mole) lorsque lesdites extrémités de réaction, on obtient seulement un sel; c'est-à-dire qu'il n'y a pas de quantités résiduelles d'acide ou de base.

En outre, le pH est une propriété très importante des réactions acide-base, ce qui indique à quel point une solution est acide ou basique. Ceci est déterminé par la quantité d'ions H+ qui se trouvent dans les solutions mesurées.

D'autre part, il existe plusieurs concepts d'acidité et de basicité en fonction des paramètres pris en compte. Un concept qui se distingue est celui de Brønsted et Lowry, qui considère un acide comme une espèce capable de donner des protons (H+) et une base en tant qu’espèce capable de les accepter.

Titrages à base d'acide

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

Les titrages 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 connue.

Dans la pratique, il convient d'ajouter graduellement une solution standard (dont la concentration est connue exactement) à la solution dont la concentration est inconnue jusqu'à ce que le point d'équivalence où l'une des espèces est neutralisée complètement à l'autre est atteint.

Le point d'équivalence est détectée par le changement brutal de la couleur de l'indicateur qui a été ajoutée à la solution de concentration inconnue est terminée lorsque la réaction chimique entre les deux solutions.

Par exemple, dans le cas de la neutralisation de l'acide phosphorique (H3PO4) il y aura un point d'équivalence pour chaque proton détaché de l'acide; c'est-à-dire qu'il y aura trois points d'équivalence et trois changements de couleur seront observés.

Produits d'une réaction de neutralisation

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

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

Donc, pas d'ions H sont générés+ ou OH- en excès, ce qui signifie que le pH des solutions d'électrolytes fortes neutralisées est intrinsèquement lié au caractère acide de leurs réactifs.

A l'inverse, dans le cas de neutralisation entre un électrolyte faible et une forte (acide fort + base faible ou d'un acide faible + base forte) un découplage partiel de l'électrolyte faible est obtenu et affiché la constante de dissociation de l'acide (Kun) ou la base (Kb) faible, pour déterminer le caractère acide ou basique de la réaction nette en calculant le pH.

Par exemple, vous avez la réaction entre l'acide cyanhydrique et l'hydroxyde de sodium:

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

Dans cette réaction, l'électrolyte faible ne s'ionise pas de manière significative dans la solution, de sorte que l'équation ionique nette est représentée comme suit:

HCN (ac) + OH-ac) → CN-(ac) + H2O (l)

Ceci est obtenu après avoir écrit la réaction avec les électrolytes forts sous leur forme dissociée (Na+(ac) + OH-(ac) du côté des réactifs, et Na+(ac) + CN-(ac) du côté des produits), où seul l'ion sodium est spectateur.

Enfin, dans le cas de la réaction entre un acide faible et une base faible, ladite neutralisation ne se produit pas. Ceci est dû au fait que les deux électrolytes se dissocient partiellement, sans entraîner l’eau et le sel attendus.

Des exemples

Acide fort + base forte

La réaction donnée entre l'acide sulfurique et l'hydroxyde de potassium dans un milieu aqueux est prise comme exemple, selon l'équation suivante:

H2SO4(ac) + 2KOH (ac) → K2SO4(ac) + 2H2O (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 en plus grande proportion.

Voici deux graphiques montrant le titrage de la réaction de neutralisation d'un acide fort avec une base forte et une base forte avec un acide fort, où son point d'équivalence est également représenté:

Acide fort + base faible

La neutralisation de l'acide nitrique avec l'ammoniac donne le composé nitrate d'ammonium, comme illustré ci-dessous:

HNO3(ca) + NH3(ac) → NH4NON3(ac)

Dans ce cas, l’eau produite avec le sel n’est pas observée car elle devrait être représentée par:

HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4NON3(ac) + H2O (l)

Ainsi, l'eau peut être observée comme 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) → CH3COONa (ac) + H2O (l)

L'acide acétique étant un électrolyte faible, il se dissocie partiellement, entraînant l'acétate de sodium et de l'eau, dont la solution aura un pH basique.

Acide faible + base faible

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

Références

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  2. Chang, R. (2007). Chimie, neuvième édition (McGraw-Hill).
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  5. Clugston, M. et Flemming, R. (2000). Chimie Avancée Récupéré de books.google.co.ve
  6. Reger, D. L., Goode, S. R. et Ball, D. W. (2009). Chimie: principes et pratique. Récupéré de books.google.co.ve