Neutralizacija (kemija)

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

${\ce {{HCl}+ NaOH -> {NaCl}+ H2O}}$

Reakcija neutralizacije je uvijek egzotermna.

Teorije kiselina i baza

Arrheniusova

Svante Arrhenius

Prvu modernu teoriju kiselina i baza formulirao je Svante Arrhenius. Po njemu, kiseline su tvari koje u otopini stvaraju vodikove ione H⁺, dok su baze tvari koje u otopini stvaraju hidroksilne ione OH^-.

Ovo uzrokuje protonizaciju vode, odnosno nastajanje oksonijevih iona H₃O⁺, prema formuli: ${\ce {{H2O}+ H+ -> H3O+}}$. Danas se, radi jednostavnosti, H⁺ interpretira kao kraći zapis za H₃O⁺.

Problematika

Arrheniusova teorija ograničena je po tome što tvari razvrstava na kiseline i tvari samo u vodenim otopinama. Uzmimo kao primjer sljedeće: klorovodičnu kiselinu može neutralizirati i otopina natrijeva hidroksida, ali i otopina amonijaka. U oba slučaja dobijemo bijelu otopinu, koju možemo kristalizirati, kako bismo dobili bijelu sol - natrijev klorid, ili amonijev klorid, respektivno. Navedene reakcije mogu se zapisati na sljedeći način:

${\ce {{NaOH_{(}aq)}+HCl_{(}aq)->{NaCl_{(}aq)}+H2O_{(}l)}}$

${\ce {{NH3_{(}aq)}+{HCl_{(}aq)}->NH4Cl_{(}aq)}}$

U slučaju natrijeva hidroksida, vodikovi ioni iz kiseline reagiraju s hidroksilnim ionima iz natrijeva hidroksida, te tvore vodu - prema Arrheniusovoj teoriji.

No, u slučaju amonijaka nema otpuštanja hidroksilnih iona jer on izravno reagira s klorovodikom. Prema Arrheniusu, ovo nije reakcija neutralizacije, iako je amonijak bazičan, a klorovodik kiseo. Također, prema ovoj definiciji, čista H₂SO₄ i HCl otopljene u toluenu nisu kisele, jednako kao što rastaljeni NaOH i otopina kalcijevog amida u tekućem amonijaku nisu bazične.

Brønsted-Lowryjeva

Po Brønstedu svaka kiselina ima svoju konjugiranu bazu i obrnuto. Kiselina gubitkom protona vodika prelazi u svoju konjugiranu bazu, a baza primanjem protona vodika prelazi u svoju konjugiranu kiselinu. Što je kiselina jača lakše se otpušta proton, a njezina konjugirana baza je sve slabija i obrnuto.

Lewisova

Po Lewisu svaka baza ima slobodan elektronski par, a svaka kiselina se može vezati za taj slobodan elektronski par. Baza je elektron donor, a kiselina elektron akceptor.

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:

${\textstyle {\ce {H2SO4 -> {H+}+ HSO4-}}}$ - u prvom se koraku dobiva hidrogensulfatni ion, koji ulazi u sljedeću reakciju

${\ce {HSO4^- -> {H+}+ SO4^2-}}$ - 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: ${\textstyle {\ce {HCl -> {H+}+ Cl-}}}$ ili ${\ce {{HCl}+ H2O -> {H3O+}+ Cl-}}$

Jaka lužina također potpuno disocira u vodenoj otopini. Primjer je natrijev hidroksid, koji u vodi sav prelazi na ione: ${\ce {NaOH ->{Na+}+ OH-}}$

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

${\ce {{NaOH}+ H2SO4 -> {NaHSO4}+ H2O}}$ - nastaje sol natrijev hidrogensulfat, koji ulazi u sljedeću reakciju

${\ce {{NaHSO4}+ NaOH -> {Na2SO4}+ H2O}}$ - 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.

Disocijacija

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

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

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

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

${\ce {{Ca(OH)2}+ 2{H3PO4}-> {Ca(H2PO4)2}+ 2H2O}}$ - kalcijev dihidrogenfosfat

${\ce {{Ca(H2PO4)2}+ {Ca(OH)2}-> 2{CaHPO4}+ 2H2O}}$ - kalcijev hidrogenortofosfat

${\ce {2{CaHPO4}+ {Ca(OH)2}-> {Ca3(PO4)2}+ 2H2O}}$ - kalcijev ortofosfat

Izvori

• Hrvatska enciklopedija (LZMK), Broj 7 (Mal-Nj), str. 650. Za izdavača: Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Zagreb 2005.g. ISBN 953-6036-37-1