NEUTRALISATIONSREAKTION: EIGENSCHAFTEN, PRODUKTE, BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Eine Neutralisationsreaktion findet quantitativ zwischen einer sauren und einer basischen Spezies statt. Im allgemeinen wird bei dieser Art von Reaktion in einem wässrigen Medium, Wasser und ein Salz (ionische Spezies eines Kations von H verschieden zusammengesetzt ⁺ und einem Anion außer OH ^- oder O ^2- ) wird nach der folgenden Gleichung hergestellt: Säure + Base → Salz + Wasser.

Elektrolyte, dh solche Substanzen, die in Wasser gelöst eine Lösung erzeugen, die elektrische Leitfähigkeit ermöglicht, wirken sich auf eine Neutralisationsreaktion aus. Säuren, Basen und Salze gelten als Elektrolyte.

Auf diese Weise sind starke Elektrolyte jene Spezies, die sich in Lösung vollständig in ihre Ionenbestandteile auflösen, während schwache Elektrolyte nur teilweise ionisieren (sie haben eine geringere Fähigkeit, elektrischen Strom zu leiten, das heißt, sie sind nicht gut Leiter wie starke Elektrolyte).

Eigenschaften

Zunächst sollte betont werden, dass, wenn eine Neutralisationsreaktion mit gleichen Mengen Säure und Base (in Mol) gestartet wird, wenn diese Reaktion endet, nur ein Salz erhalten wird; Das heißt, es gibt keine Restmengen an Säure oder Base.

Eine sehr wichtige Eigenschaft von Säure-Base-Reaktionen ist auch der pH-Wert, der angibt, wie sauer oder basisch eine Lösung ist. Dies wird durch die Menge an H ⁺ -Ionen bestimmt, die in den gemessenen Lösungen gefunden wird.

Andererseits gibt es abhängig von den berücksichtigten Parametern verschiedene Konzepte von Säure und Basizität. Ein herausragendes Konzept ist das von Brønsted und Lowry, die eine Säure als eine Spezies betrachten, die Protonen (H ⁺ ) spenden kann, und eine Base als eine Spezies, die sie akzeptieren kann.

Säure-Base-Titrationen

Um eine Neutralisationsreaktion zwischen einer Säure und einer Base richtig und quantitativ zu untersuchen, wird eine Technik angewendet, die als Säure-Base-Titration (oder Titration) bezeichnet wird.

Säure-Base-Titrationen bestehen aus der Bestimmung der Säure- oder Basenkonzentration, die erforderlich ist, um eine bestimmte Menge an Base oder Säure bekannter Konzentration zu neutralisieren.

In der Praxis muss der Lösung, deren Konzentration unbekannt ist, schrittweise eine Standardlösung (deren Konzentration genau bekannt ist) zugesetzt werden, bis der Äquivalenzpunkt erreicht ist, an dem eine der Spezies die andere vollständig neutralisiert hat.

Der Äquivalenzpunkt wird durch die heftige Farbänderung des Indikators erfasst, der der Lösung unbekannter Konzentration zugesetzt wurde, wenn die chemische Reaktion zwischen beiden Lösungen abgeschlossen ist.

Beispielsweise gibt es im Fall der Neutralisation von Phosphorsäure (H ₃ PO ₄ ) einen Äquivalenzpunkt für jedes Proton, das aus der Säure freigesetzt wird; Das heißt, es gibt drei Äquivalenzpunkte und es werden drei Farbänderungen beobachtet.

Produkte einer Neutralisationsreaktion

Bei den Reaktionen einer starken Säure mit einer starken Base findet die vollständige Neutralisation der Spezies statt, wie bei der Reaktion zwischen Salzsäure und Bariumhydroxid:

2HCl (aq) + Ba (OH) ₂ (aq) → BaCl ₂ (aq) + 2H ₂ O (l)

Es werden also keine überschüssigen H ^{+ -} oder OH ^- -Ionen erzeugt , was bedeutet, dass der pH-Wert stark elektrolytisierter Lösungen, die neutralisiert wurden, eng mit dem Säurecharakter ihrer Reaktanten zusammenhängt.

Im Gegensatz dazu wird im Fall einer Neutralisation zwischen einem schwachen und einem starken Elektrolyten (starke Säure + schwache Base oder schwache Säure + starke Base) die teilweise Dissoziation des schwachen Elektrolyten erhalten und die Säuredissoziationskonstante (K _a ) erscheint oder der schwachen Base (K _b ), um den sauren oder basischen Charakter der Nettoreaktion durch Berechnung des pH zu bestimmen.

Zum Beispiel haben wir die Reaktion zwischen Blausäure und Natriumhydroxid:

HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + H ₂ O (l)

Bei dieser Reaktion ionisiert der schwache Elektrolyt in der Lösung nicht merklich, so dass die Nettoionengleichung wie folgt dargestellt wird:

HCN (aq) + OH ^- (aq) → CN ^- (aq) + H ₂ O (l)

Dies wird erhalten, nachdem die Reaktion mit starken Elektrolyten in ihrer dissoziierten Form (Na ⁺ (ac) + OH ^- (ac) auf der Reaktantenseite und Na ⁺ (ac) + CN ^- (ac) auf der Seite geschrieben wurde Produkte), bei denen nur das Natriumion ein Zuschauer ist.

Schließlich tritt im Fall der Reaktion zwischen einer schwachen Säure und einer schwachen Base die Neutralisation nicht auf. Dies liegt daran, dass beide Elektrolyte teilweise dissoziieren, ohne dass das erwartete Wasser und Salz erwartet wird.

Beispiele

Starke Säure + starke Base

Ein Beispiel ist die Reaktion zwischen Schwefelsäure und Kaliumhydroxid in einem wässrigen Medium gemäß der folgenden Gleichung:

H ₂ SO ₄ (aq) + 2 KOH (aq) → K ₂ SO ₄ (aq) + 2H ₂ O (l)

Es ist ersichtlich, dass sowohl Säure als auch Hydroxid starke Elektrolyte sind; Daher ionisieren sie in Lösung vollständig. Der pH-Wert dieser Lösung hängt von dem starken Elektrolyten ab, der den höchsten Anteil aufweist.

Starke Säure + schwache Base

Die Neutralisation von Salpetersäure mit Ammoniak führt zu der Verbindung Ammoniumnitrat, wie nachstehend gezeigt:

HNO ₃ (aq) + NH ₃ (aq) → NH ₄ NO ₃ (aq)

In diesem Fall wird das mit dem Salz erzeugte Wasser nicht beobachtet, da es dargestellt werden müsste als:

HNO ₃ (aq) + NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq) → NH ₄ NO ₃ (aq) + H ₂ O (l)

Wasser kann also als Reaktionsprodukt angesehen werden. In diesem Fall hat die Lösung einen im Wesentlichen sauren pH-Wert.

Schwache Säure + starke Base

Die Reaktion, die zwischen Essigsäure und Natriumhydroxid auftritt, ist unten gezeigt:

CH ₃ COOH (aq) + NaOH (aq) → CH ₃ COONa (aq) + H ₂ O (l)

Da Essigsäure ein schwacher Elektrolyt ist, dissoziiert sie teilweise, was zu Natriumacetat und Wasser führt, dessen Lösung einen basischen pH-Wert aufweist.

Schwache Säure + schwache Base

Schließlich und wie oben erwähnt, kann eine schwache Base eine schwache Säure nicht neutralisieren; Weder ist das Gegenteil. Beide Spezies hydrolysieren in wässriger Lösung und der pH-Wert der Lösung hängt von der "Stärke" der Säure und der Base ab.

Verweise

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