Neutralizacija (kemija): razlika između inačica

Izvor: Wikipedija
Izbrisani sadržaj Dodani sadržaj
Nema sažetka uređivanja
radovi
Redak 1: Redak 1:
{{radovi24}}
'''Neutralizacija''' je [[kemijska reakcija|reakcija]] između [[kiselina|kiseline]] i [[baza|baze]], u kojoj se njihovo kiselinsko i bazično djelovanje međusobno poništavaju, tj. [[kiselina]] i baza stvaraju [[sol]] i [[voda|vodu]], npr.:
'''Neutralizacija''' je [[Kemijska reakcija|reakcija]] između [[Kiselina|kiseline]] i [[Baza|baze]] ili [[Lužine (kemija)|lužine]]. Reakcija se jednostavno piše: [[kiselina]] + [[Baze (kemija)|baza]] [[sol]] + [[voda]], npr.:


HCl + NaOH --> NaCl + H<sub>2</sub>O
<chem>{HCl} + NaOH -> {NaCl} + H2O</chem>


Reakcija neutralizacije je uvijek [[Egzotermni proces|egzotermna]].
Pritom se radi o spajanju hidronijevih iona (H<sup>+</sup>, odnosno oksonijevih iona, H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) i [[hidroksid]]nih iona (OH<sup>-</sup>), koji su nastali [[disocijacija|disocijacijom]] u [[otopina|otopini]], u vrlo slabo disocirane molekule vode, H<sub>2</sub>O. Nakon reakcije otopina jakih kiselina s jakim bazama (ili otopina slabih kiselina sa slabim bazama) u [[stehiometrija|stehiometrijskom]] omjeru, koncentracija je iona H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i OH<sup>-</sup> u otopini jednaka i otopina reagira neutralno (pH = 7).


== Teorije kiselina i baza ==
Kada se otopi u vodi, snažna baza poput natrijevog hidroksida rastavi se na hidroksidne i natijeve ione:


=== Ahreniusova ===
:NaOH → Na<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup>


=== Brønsted-Lowryjeva ===
I slično tome, [[klorovodična kiselina]] u vodi stvara oksonijeve i kloridne ione:


=== Lewisova ===
:HCl + H<sub>2</sub>O → H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup>


== Stupnjevi disocijacije ==
Kada se ove dvije otopine izmiješaju, oksonijevi i hidroksidni ioni reagiraju pri čemu nastaju molekule vode:
Ovisno o broju protona (vodikovih atoma), jake kiseline, možemo dobiti više različitih soli.


[[Sumporna kiselina|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]] ima 2 [[Atom|atoma]] vodika, pa ju nazivamo diprotonskom kiselinom. Ona stoga može dati dvije različite soli. Disocijacija se također odvija u dva stupnja:
:H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup> → 2 H<sub>2</sub>O


<chem display="inline">H2SO4 -> {H+} + HSO4-</chem> - u prvom se koraku dobiva hidrogensulfatni ion, koji ulazi u sljedeću reakciju
Ako je jednaka količina [[Natrijev hidroksid|natrijevog hidroksida]] i klorovodične kiseline reagira, dolazi do potpune neutralizacije, pri čemu u otopini ostaje [[natrijev klorid]].


<chem>HSO4^- -> {H+} + SO4^2-</chem> - u drugom se koraku dobiva sulfatni ion, koji nema daljnjih vodikovih iona, pa je [[Elektrolitska disocijacija|disocijacija]] završena
Dodatak klorovodične kiseline do neutralnog znači to da u vodenim otopinama bude reakcija hidroksidnih i oksonijevih iona kojom nastaje voda.


== Vrste reakcija ==
Slabe baze, poput [[soda|sode]] (natrijevog karbonata) ili bjelanca jajeta bi se trebali koristiti za neutralizaciju prolivenih kiselina. Neutralizacija prolivenih kiselina snažnim bazama, poput natrijevog ili kalijevog hidroksida, uzrokuje snažnu i opasnu reakciju.


=== Jaka kiselina - jaka baza ===
==Izvori==
Jaka kiselina potpuno [[Elektrolitska disocijacija|disocira]] u vodenoj otopini. Primjer jake kiseline je klorovodična kiselina, koja se u vodi potpuno razlaže na ione: <chem display="inline">HCl -> {H+} + Cl-</chem> ili <chem>{HCl} + H2O -> {H3O+} + Cl-</chem>
* [[Hrvatska enciklopedija (LZMK)]], Broj 7 (Mal-Nj), str. 650. Za izdavača: Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Zagreb 2005.g. ISBN 953-6036-37-1


Jaka lužina također potpuno disocira u vodenoj otopini. Primjer je [[natrijev hidroksid]], koji u vodi sav prelazi na ione: <chem>NaOH ->{Na+} + OH-</chem>

Stoga, kad reagiraju jaka lužina i jaka kiselina, vodikov ion (ili vodikov proton) H<sup>+</sup> i hidroksilni ion OH<sup>-</sup> tvore molekulu vode: <chem>{H+} + OH^- -> H2O</chem>, jednako kao i oksonijev ion H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i hidroksilni ion OH<sup>-:</sup> <chem>{H3O+} + OH^- -> {H2O} + H2O</chem>. Standardna promjena entalpije za reakciju H<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup> → H<sub>2</sub>O iznosi −55.90 kJ/mol.<ref name="AcidBase">Jarvis, Alan & Beavon, Rod. [https://books.google.com/books?id=ccZLA2vwQSQC&pg=PA48&lpg=PA48&dq=57.1+57.3+kJ/mol&source=bl&ots=YBucHe8Jna&sig=XoDLyBwgSSzZ0dV6Y2FtuWfwLmc&hl=en&sa=X&ei=i4l9Uc74Eojm8gSg7YHoAw&ved=0CGEQ6AEwBQ#v=onepage&q=57.1%2057.3%20kJ%2Fmol&f=false "Periodicity Quantitative Equilibria and Functional Group Chemistry"], 16 January 2001.</ref>

Reakcija nije reverzibilna jer se ioni spajaju u molekule vode.

Kad jaku kiselinu neutralizira jaka baza (i obrnuto), u otopini nema vodikovih iona. Otopina je neutralna jer ne sadrži ni hidroksilne ione koji tvore baze, ni vodikove ione koji tvore kiseline. [[pH]] takve otopine je blizu neutralne vrijednosti 7, no točna pH-vrijednost ovisi o temperaturi otopine. Standardna promjena entalpije za reakcije neutralizacije jake baze i jake kiseline uvijek je između -57 i -58 kJ mol<sup>-1</sup>.<ref>{{Citiranje weba
| url = http://www.chemguide.co.uk/physical/energetics/neutralisation.html
| title = Enthalpy change of neutralization
| author = Jim Clark
| date = srpanj 2013.
| year = 2010.
| language = engleski
| publisher =
| accessdate = 12. ožujka 2017.
}}</ref>

=== Slaba kiselina - jaka baza ===

=== Disocijacija ===
Slabe kiseline ne disociraju u potpunosti, već se stvara [[kemijska ravnoteža]] oblika: AH + H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + A<sup>−</sup>; gdje je A slaba kiselina.

<chem>{H2CO3} + H2O <-> {H3O^+} + HCO3^-</chem> - iz ugljične kiseline i vode dobivamo oksonijev ion i hidrogenkarbonatni ion

<chem>{HCO3^-} + H2O <-> {H3O^+} + CO3^2-</chem> - daljnom disocijacijom dobivamo drugi oksonijev ion i karbonatni ion

Svaka od ovih polu-reakcija je reverzibilna, te se stvara [[kemijska ravnoteža]].

<!--pH at the end-point depends mainly on the strength of the acid, p''K''<sub>a</sub>.
* The pH at the end-point also depends on the concentration of the acid, ''T''<sub>A</sub>.
* The pH rises more steeply at the end-point as the acid concentration increases.
When a weak acid is titrated with a strong base the end-point occurs at pH greater than 7. Therefore, the most suitable [[PH indicator|indicator]] to use is one, like [[phenolphthalein]], that changes color at high pH.<ref>{{Cite book|title=Chemical Principles|year=2009|publisher=Houghton Mifflin Company|location=New York|pages=319–324|author=Steven S. Zumdahl|edition=6th}}</ref>-->

== Izvori ==
* [[Hrvatska enciklopedija (LZMK)]], Broj 7 (Mal-Nj), str. 650. Za izdavača: Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Zagreb 2005.g. ISBN 953-6036-37-1
[[Kategorija:Kemija]]
[[Kategorija:Kemija]]

Inačica od 12. ožujka 2017. u 13:59

Neutralizacija je reakcija između kiseline i baze ili lužine. Reakcija se jednostavno piše: kiselina + bazasol + voda, npr.:

Reakcija neutralizacije je uvijek egzotermna.

Teorije kiselina i baza

Ahreniusova

Brønsted-Lowryjeva

Lewisova

Stupnjevi disocijacije

Ovisno o broju protona (vodikovih atoma), jake kiseline, možemo dobiti više različitih soli.

H2SO4 ima 2 atoma vodika, pa ju nazivamo diprotonskom kiselinom. Ona stoga može dati dvije različite soli. Disocijacija se također odvija u dva stupnja:

- u prvom se koraku dobiva hidrogensulfatni ion, koji ulazi u sljedeću reakciju

- u drugom se koraku dobiva sulfatni ion, koji nema daljnjih vodikovih iona, pa je disocijacija završena

Vrste reakcija

Jaka kiselina - jaka baza

Jaka kiselina potpuno disocira u vodenoj otopini. Primjer jake kiseline je klorovodična kiselina, koja se u vodi potpuno razlaže na ione: ili

Jaka lužina također potpuno disocira u vodenoj otopini. Primjer je natrijev hidroksid, koji u vodi sav prelazi na ione:

Stoga, kad reagiraju jaka lužina i jaka kiselina, vodikov ion (ili vodikov proton) H+ i hidroksilni ion OH- tvore molekulu vode: , jednako kao i oksonijev ion H3O+ i hidroksilni ion OH-: . Standardna promjena entalpije za reakciju H+ + OH → H2O iznosi −55.90 kJ/mol.[1]

Reakcija nije reverzibilna jer se ioni spajaju u molekule vode.

Kad jaku kiselinu neutralizira jaka baza (i obrnuto), u otopini nema vodikovih iona. Otopina je neutralna jer ne sadrži ni hidroksilne ione koji tvore baze, ni vodikove ione koji tvore kiseline. pH takve otopine je blizu neutralne vrijednosti 7, no točna pH-vrijednost ovisi o temperaturi otopine. Standardna promjena entalpije za reakcije neutralizacije jake baze i jake kiseline uvijek je između -57 i -58 kJ mol-1.[2]

Slaba kiselina - jaka baza

Disocijacija

Slabe kiseline ne disociraju u potpunosti, već se stvara kemijska ravnoteža oblika: AH + H2O ⇌ H3O+ + A; gdje je A slaba kiselina.

- iz ugljične kiseline i vode dobivamo oksonijev ion i hidrogenkarbonatni ion

- daljnom disocijacijom dobivamo drugi oksonijev ion i karbonatni ion

Svaka od ovih polu-reakcija je reverzibilna, te se stvara kemijska ravnoteža.


Izvori

  1. Jarvis, Alan & Beavon, Rod. "Periodicity Quantitative Equilibria and Functional Group Chemistry", 16 January 2001.
  2. Jim Clark. srpanj 2013. Enthalpy change of neutralization (engleski). Pristupljeno 12. ožujka 2017. Provjerite vrijednost datuma u parametru: |year= i parametri |year= / |date= nisu u skladu (pomoć)