Reazione alla neutralizzazione: caratteristiche, prodotti ed esempi
Una reazione di neutralizzazione è quella che si verifica tra un acido e una specie di base in modo quantitativo. Generalmente, in questo tipo di reazioni in mezzo acquoso, si producono acqua e un sale (specie ioniche composte da un catione diverso da H + e un anione diverso da OH- o O2-) secondo la seguente equazione: acido + base → sale + acqua.
In una reazione di neutralizzazione, sono coinvolti elettroliti, che sono sostanze che, quando dissolte in acqua, generano una soluzione che consente la conduttività elettrica. Acidi, basi e sali sono considerati elettroliti.
In questo modo, elettroliti forti sono quelle specie che si dissociano completamente nei loro ioni costituenti quando sono in soluzione, mentre gli elettroliti deboli sono solo parzialmente ionizzati (hanno meno capacità di condurre una corrente elettrica, cioè non sono buoni conduttori come elettroliti forti).
lineamenti
In primo luogo, si deve sottolineare che se si avvia una reazione di neutralizzazione con quantità uguali di acido e base (in moli), quando termina la reazione, si ottiene solo un sale; cioè, non ci sono quantità residue di acido o base.
Inoltre, una proprietà molto importante delle reazioni acido-base è il pH, che indica quanto sia acida o basica una soluzione. Questo è determinato dalla quantità di ioni H + trovati nelle soluzioni misurate.
D'altra parte, ci sono diversi concetti di acidità e basicità a seconda dei parametri che vengono presi in considerazione. Un concetto che spicca è quello di Brønsted e Lowry, che considera un acido come una specie in grado di donare protoni (H +) e una base come la specie in grado di accettarli.
Titolazioni acido-base
Per studiare correttamente e quantitativamente una reazione di neutralizzazione tra un acido e una base, viene applicata una tecnica chiamata titolazione acido-base (o titolazione).
Le titolazioni acido-base consistono nel determinare la concentrazione di acido o base necessaria per neutralizzare una certa quantità di base o acido di concentrazione nota.
In pratica, una soluzione standard (la cui concentrazione è nota esattamente) dovrebbe essere aggiunta gradualmente alla soluzione la cui concentrazione è sconosciuta fino a quando non viene raggiunto il punto di equivalenza, in cui una delle specie ha completamente neutralizzato l'altra.
Il punto di equivalenza è rilevato dal violento cambiamento di colore dell'indicatore che è stato aggiunto alla soluzione di concentrazione sconosciuta quando la reazione chimica tra entrambe le soluzioni è stata completata.
Ad esempio, nel caso della neutralizzazione dell'acido fosforico (H 3 PO 4 ) ci sarà un punto di equivalenza per ogni protone che si stacca dall'acido; cioè, ci saranno tre punti di equivalenza e saranno osservate tre variazioni di colore.
Prodotti di una reazione di neutralizzazione
Nelle reazioni di un acido forte con una base forte, viene eseguita la completa neutralizzazione della specie, come nella reazione tra acido cloridrico e idrossido di bario:
2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (ac) → BaCl 2 (ac) + 2H 2 O (l)
Pertanto, gli ioni H + o OH- in eccesso non vengono generati, il che significa che il pH delle soluzioni elettrolitiche forti che sono state neutralizzate è intrinsecamente correlato al carattere acido dei loro reagenti.
Al contrario, nel caso di neutralizzazione tra un elettrolito debole e un forte elettrolita (acido forte + base debole o acido debole + base forte) si ottiene la parziale dissociazione dell'elettrolito debole e appare la costante di dissociazione dell'acido (K a ) o dalla base (K b ) debole, per determinare il carattere acido o basico della reazione netta calcolando il pH.
Ad esempio, si ha la reazione tra acido cianidrico e idrossido di sodio:
HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H 2 O (l)
In questa reazione l'elettrolita debole non ionizza significativamente nella soluzione, quindi l'equazione ionica netta è rappresentata come segue:
HCN (ac) + OH- (ac) → CN- (ac) + H 2 O (l)
Questo si ottiene dopo aver scritto la reazione con gli elettroliti forti nella loro forma dissociata (Na + (ac) + OH- (ac) sul lato dei reagenti, e Na + (ac) + CN- (ac) sul lato del reattivo prodotti), dove solo lo ione di sodio è uno spettatore.
Infine, nel caso della reazione tra un acido debole e una base debole, la suddetta neutralizzazione non si verifica. Questo perché entrambi gli elettroliti si dissociano parzialmente, senza provocare l'acqua e il sale previsti.
Esempi
Forte acido + base forte
La reazione data tra acido solforico e idrossido di potassio in un mezzo acquoso è presa come esempio, secondo la seguente equazione:
H 2 SO 4 (ac) + 2KOH (ac) → K 2 SO 4 (ac) + 2H 2 O (l)
Si può vedere che sia l'acido che l'idrossido sono forti elettroliti; quindi, sono completamente ionizzati nella soluzione. Il pH di questa soluzione dipenderà dal forte elettrolito che è in maggiore proporzione.
Forte acido + base debole
La neutralizzazione dell'acido nitrico con ammoniaca provoca il composto di nitrato di ammonio, come mostrato di seguito:
HNO 3 (ac) + NH 3 (ac) → NH 4 NO 3 (ac)
In questo caso, l'acqua prodotta insieme al sale non viene osservata, perché dovrebbe essere rappresentata come:
HNO 3 (ac) + NH 4 + (ac) + OH- (ac) → NH 4 NO 3 (ac) + H 2 O (l)
Quindi l'acqua può essere osservata come un prodotto della reazione. In questo caso, la soluzione avrà un pH essenzialmente acido.
Acido debole + base forte
Successivamente, viene mostrata la reazione tra acido acetico e sodio idrossido:
CH 3 COOH (ac) + NaOH (ac) → CH 3 COONa (ac) + H 2 O (l)
Poiché l'acido acetico è un elettrolita debole si dissocia parzialmente, con conseguente acetato di sodio e acqua, la cui soluzione avrà un pH basico.
Acido debole + base debole
Alla fine e come detto sopra, una base debole non può neutralizzare un acido debole; Neanche accade il contrario. Entrambe le specie vengono idrolizzate in soluzione acquosa e il pH della soluzione dipenderà dalla "forza" dell'acido e della base.
