Reação de neutralização: características, produtos, exemplos

Uma reação de neutralização é aquela que ocorre entre uma espécie ácida e uma reação básica quantitativamente. Em geral, nesse tipo de reação em meio aquoso, a água e um sal (espécies iônicas compostas por um cátion diferente de H + e um ânion diferente de OH ou O 2- ) são produzidos de acordo com a seguinte equação: ácido + base → sal + água

Em uma reação de neutralização, os eletrólitos têm um impacto, que são aquelas substâncias que, quando dissolvidas na água, geram uma solução que permite a condutividade elétrica. Ácidos, bases e sais são considerados eletrólitos.

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Dessa forma, eletrólitos fortes são aquelas espécies que se dissociam completamente em seus íons constituintes quando estão em solução, enquanto eletrólitos fracos apenas ionizam parcialmente (eles têm menos capacidade de conduzir uma corrente elétrica; ou seja, eles não são bons condutores como eletrólitos fortes).

Caracteristicas

Primeiro, deve-se enfatizar que, se uma reação de neutralização começar com quantidades iguais de ácido e base (em moles), quando a referida reação terminar, apenas um sal será obtido; isto é, não há quantidades residuais de ácido ou base.

Além disso, uma propriedade muito importante das reações ácido-base é o pH, que indica quão ácida ou básica é uma solução. Isso é determinado pela quantidade de íons H + encontrados nas soluções medidas.

Por outro lado, existem vários conceitos de acidez e basicidade, dependendo dos parâmetros que são levados em consideração. Um conceito que se destaca é o de Brønsted e Lowry, que considera o ácido como uma espécie capaz de doar prótons (H + ) e a base como a espécie capaz de aceitá-los.

Titulações ácido-base

Para estudar adequadamente e quantitativamente uma reação de neutralização entre um ácido e uma base, é aplicada uma técnica chamada titulação ácido-base (ou titulação).

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As titulações ácido-base consistem em determinar a concentração de ácido ou base necessária para neutralizar uma certa quantidade de base ou ácido de concentração conhecida.

Na prática, uma solução padrão (cuja concentração é conhecida exatamente) deve ser gradualmente adicionada à solução cuja concentração é desconhecida até que o ponto de equivalência seja atingido, onde uma das espécies neutralizou completamente a outra.

O ponto de equivalência é detectado pela violenta mudança de cor do indicador que foi adicionado à solução de concentração desconhecida quando a reação química entre as duas soluções foi concluída.

Por exemplo, no caso da neutralização de ácido fosfórico (H 3 PO 4 ), haverá um ponto de equivalência para cada protão que aparece a partir do ácido; isto é, três pontos de equivalência serão obtidos e três alterações de cor serão observadas.

Produtos de uma reação de neutralização

Nas reações de um ácido forte com uma base forte, é realizada a completa neutralização da espécie, como na reação entre o ácido clorídrico e o hidróxido de bário:

2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (aq) → BaCl 2 (aq) + 2H 2 O (l)

Portanto, nenhum íon H + ou OH é gerado em excesso, o que significa que o pH de soluções eletrolíticas fortes que foram neutralizadas está intrinsecamente relacionado à natureza ácida de seus reagentes.

Pelo contrário, no caso de neutralização entre um eletrólito fraco e um forte (ácido forte + base fraca ou ácido fraco + base forte) é obtida a dissociação parcial do eletrólito fraco e a constante de dissociação ácida aparece (K a ) ou da base fraca (K b ), para determinar a natureza ácida ou básica da reação líquida, calculando o pH.

Por exemplo, você tem a reação entre o ácido cianídrico e o hidróxido de sódio:

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HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + H 2 O (l)

Nesta reação, o eletrólito fraco não ioniza visivelmente na solução, portanto a equação iônica líquida é representada da seguinte forma:

HCN (aq) + OH (aq) → CN (aq) + H 2 O (l)

Isto é obtido após a reação da reação com os eletrólitos fortes em sua forma dissociada (Na + (ac) + OH (ac) no lado dos reagentes, e Na + (ac) + CN (ac) no lado de produtos), onde apenas o íon sódio é um espectador.

Finalmente, no caso da reação entre um ácido fraco e uma base fraca, essa neutralização não ocorre. Isso ocorre porque ambos os eletrólitos se dissociam parcialmente, sem resultar na água e no sal esperados.

Exemplos

Ácido forte + base forte

A reação dada entre ácido sulfúrico e hidróxido de potássio em meio aquoso é usada como exemplo, de acordo com a seguinte equação:

H 2 SO 4 (ac) + 2 KOH (ac) → K 2 SO 4 (ac) + 2H 2 O (l)

Pode-se ver que tanto o ácido quanto o hidróxido são eletrólitos fortes; portanto, eles ionizam completamente na solução. O pH desta solução dependerá do eletrólito forte que está em maior proporção.

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Ácido forte + base fraca

A neutralização do ácido nítrico com amônia resulta no composto de nitrato de amônio, como mostrado abaixo:

HNO 3 (ac) + NH 3 (ac) → NH 4 NO 3 (ac)

Nesse caso, a água produzida ao lado do sal não é observada, pois deve ser representada como:

HNO 3 (aq) + NH 4 + (aq) + OH (aq) → NH 4 NO 3 (aq) + H 2 O (l)

Então a água pode ser vista como um produto da reação. Nesse caso, a solução terá um pH essencialmente ácido.

Ácido fraco + base forte

A reação que ocorre entre o ácido acético e o hidróxido de sódio é mostrada abaixo:

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CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) → CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l)

Como o ácido acético é um eletrólito fraco, ele se dissocia parcialmente, resultando em acetato de sódio e água, cuja solução terá um pH básico.

Ácido fraco + base fraca

Finalmente, e como afirmado anteriormente, uma base fraca não pode neutralizar um ácido fraco; Isso não acontece pelo contrário. Ambas as espécies são hidrolisadas em solução aquosa e o pH da solução dependerá da “força” do ácido e da base.

Referências

  1. Wikipedia (sf). Neutralização (Química). Recuperado de en.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Chemistry, nona edição (McGraw-Hill).
  3. Raymond, KW (2009). Química Orgânica e Biológica Geral. Recuperado de books.google.co.ve
  4. Joesten, MD, Hogg, JL e Castellion, ME (2006). O mundo da química: fundamentos. Recuperado de books.google.co.ve
  5. Clugston, M. e Flemming, R. (2000). Química Avançada Recuperado de books.google.co.ve
  6. Reger, DL, Goode, SR e Ball, DW (2009). Química: Princípios e Prática. Recuperado de books.google.co.ve

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