Razlika između inačica stranice »Neutralizacija (kemija)«

Prijeđi na navigaciju Prijeđi na pretraživanje
mhchem workaronds
(mhchem workaronds)
'''Neutralizacija''' je [[Kemijska reakcija|reakcija]] između [[Kiselina|kiseline]] i [[Baze (kemija)|baze]] ili [[Lužine (kemija)|lužine]]. Reakcija se jednostavno piše: [[kiselina]] + [[Baze (kemija)|baza]] → [[sol]] + [[voda]], npr.:
 
<chem>{HCl} + NaOH -> {NaCl} + H2O</chem>
 
Reakcija neutralizacije je uvijek [[Egzotermni proces|egzotermna]].
 
==== 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:<blockquote><chem>{NaOH_{(aq)}{} + HCl_{(aq)} -> {}NaCl_{(aq)}{} + H2O_{(l)}</chem></blockquote><blockquote><chem>{NH3_{(aq)}{} + {HCl_{(aq)} -> {}NH4Cl_{(aq)}</chem></blockquote>U slučaju natrijeva hidroksida, vodikovi ioni iz kiseline reagiraju s hidroksidnim ionima iz natrijeva hidroksida, te tvore vodu - prema Arrheniusovoj teoriji.
 
No, u slučaju amonijaka nema otpuštanja hidroksidnih iona jer on izravno reagira s klorovodikom. Prema Arrheniusu, ovo nije reakcija neutralizacije, iako je amonijak bazičan, a klorovodik kiseo.<ref name=":0" /> Također, prema ovoj definiciji ni rastaljeni NaOH nije baza.
Kiselina otpuštanjem protona (vodikova iona) prelazi u svoju konjugiranu bazu, a baza primanjem protona (vodikova iona) prelazi u svoju konjugiranu kiselinu.
 
<chem display="inline">{HCl} + H2O -> {H3O+} + Cl-</chem> - [[kiselina]] + [[Baze (kemija)|baza]] → konjugirana kiselina + konjugirana baza
 
Što je kiselina jača lakše se otpušta proton, a njezina konjugirana baza je sve slabija i obrnuto.
[[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:
 
<chem display="inline">H2SO4 -> {H+} + HSO4-</chem> - u prvom se koraku dobiva hidrogensulfatni ion, koji ulazi u sljedeću reakciju
 
<chem>HSO4^- -> {H+} + SO4^2-</chem> - u drugom se koraku dobiva sulfatni ion, koji nema daljnjih vodikovih iona, pa je [[Elektrolitska disocijacija|disocijacija]] završena.
 
== Vrste reakcija ==
 
=== Jaka kiselina - jaka baza ===
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>
 
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 hidroksidni 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 hidroksidni 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.
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]].
 
<chem>{Ca(OH)2} + 2{H3PO4}2H3PO4 -> {Ca(H2PO4)2} + 2H2O</chem> - kalcijev dihidrogenfosfat
 
<chem>{Ca(H2PO4)2} + {Ca(OH)2} -> 2{CaHPO4}2CaHPO4 + 2H2O</chem> - kalcijev hidrogenortofosfat
 
<chem>2{CaHPO4}2CaHPO4 + {Ca(OH)2} -> {Ca3(PO4)2} + 2H2O</chem> - kalcijev ortofosfat
 
<!--pH at the end-point depends mainly on the strength of the acid, p''K''<sub>a</sub>.
5

uređivanja

Navigacijski izbornik