Neutralizacija (kemija): razlika između inačica

Izvor: Wikipedija
Izbrisani sadržaj Dodani sadržaj
radovi
m reakcije
Redak 31: Redak 31:


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>
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>

<chem>{NaOH} + H2SO4 -> {NaHSO4} + H2O</chem> - nastaje sol natrijev hidrogensulfat, koji ulazi u sljedeću reakciju

<chem>{NaHSO4} + NaOH -> {Na2SO4} + H2O</chem> - nastaje sol natrijev sulfat


Reakcija nije reverzibilna jer se ioni spajaju u molekule vode.
Reakcija nije reverzibilna jer se ioni spajaju u molekule vode.

Inačica od 12. ožujka 2017. u 14:07

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]

- nastaje sol natrijev hidrogensulfat, koji ulazi u sljedeću reakciju

- nastaje sol natrijev sulfat

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)