Razlika između inačica stranice »Neutralizacija (kemija)«

Dodano 2.486 bajtova ,  prije 4 godine
radovi
(radovi)
Oznaka: uređivač wikiteksta (2017.)
{{radovi24}}
'''Neutralizacija''' je [[kemijskaKemijska reakcija|reakcija]] između [[kiselinaKiselina|kiseline]] i [[bazaBaza|baze]], uili kojoj[[Lužine se(kemija)|lužine]]. njihovoReakcija kiselinsko i bazičnose djelovanjejednostavno međusobno poništavaju, tj.piše: [[kiselina]] i+ [[Baze (kemija)|baza]] stvaraju [[sol]] i+ [[voda|vodu]], npr.:
 
<chem>{HCl} + NaOH --> {NaCl} + H<sub>2H2O</subchem>O
 
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]]