ลักษณะปฏิกิริยาของปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลาง

ปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลาง คือสิ่งที่เกิดขึ้นระหว่างกรดและชนิดพื้นฐานในวิธีการเชิงปริมาณ โดยทั่วไปแล้วน้ำและเกลือจะเกิดขึ้นในปฏิกิริยาประเภทนี้ในตัวกลางที่เป็นน้ำ (สปีชี่อิออนิคที่ประกอบด้วยไอออนบวกนอกเหนือจาก H)⁺ และประจุลบที่ไม่ใช่ OH^- คุณโอ^2-) ตามสมการต่อไปนี้: กรด + เบส→เกลือ + น้ำ.

ในปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลางอิเล็กโทรไลต์มีส่วนเกี่ยวข้องซึ่งเป็นสารที่เมื่อละลายในน้ำสร้างวิธีแก้ปัญหาที่ช่วยให้การนำไฟฟ้า กรดฐานและเกลือถือเป็นอิเล็กโทรไลต์.

ด้วยวิธีนี้อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งคือสปีชี่ส์ที่แยกตัวออกจากกันอย่างสมบูรณ์ในไอออนที่เป็นส่วนประกอบเมื่อพวกมันอยู่ในสารละลายในขณะที่อิเล็กโทรไลต์ที่มีอิเล็กโทรไลต์เพียงบางส่วนเท่านั้น ตัวนำเช่นอิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแรง).

ดัชนี

• 1 ลักษณะ
  • 1.1 การไตเตรทด้วยกรด
• 2 ตัวอย่าง
  • 2.1 Strong acid + strong base
  • 2.2 กรดแก่ + ฐานอ่อนแอ
  • 2.3 Weak acid + Strong base
  • 2.4 กรดอ่อน + ฐานอ่อนแอ
• 3 อ้างอิง

คุณสมบัติ

ขั้นแรกจะต้องเน้นว่าถ้าปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลางเริ่มต้นด้วยปริมาณที่เท่ากันของกรดและเบส (เป็นโมล) เมื่อปฏิกิริยาสิ้นสุดลงเกลือจะได้รับเพียงหนึ่งเดียวเท่านั้น นั่นคือไม่มีกรดหรือเบสที่หลงเหลืออยู่.

นอกจากนี้คุณสมบัติที่สำคัญมากของปฏิกิริยากรดเบสคือค่า pH ซึ่งบ่งชี้ว่าสารละลายหรือกรดพื้นฐานนั้นเป็นอย่างไร สิ่งนี้ถูกกำหนดโดยปริมาณของไอออน H⁺ พบได้ในสารละลายที่วัด.

ในอีกทางหนึ่งมีหลายแนวคิดของความเป็นกรดและความเป็นพื้นฐานขึ้นอยู่กับพารามิเตอร์ที่จะนำมาพิจารณา แนวคิดที่โดดเด่นคือของBrønstedและ Lowry ซึ่งถือว่ากรดเป็นสปีชีส์ที่สามารถบริจาคโปรตอนได้ (H⁺) และฐานเป็นสปีชีส์ที่สามารถรับได้.

การไตเตรทกรดเบส

ในการศึกษาปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลางอย่างเหมาะสมและเชิงปริมาณระหว่างกรดและเบสจะใช้เทคนิคที่เรียกว่าการไตเตรทด้วยกรด - เบส (หรือการไตเตรท).

การไตเตรทกรดเบสประกอบด้วยการพิจารณาความเข้มข้นของกรดหรือเบสที่จำเป็นต่อการทำให้เป็นกลางของกรดเบสหรือกรดในปริมาณที่ทราบ.

ในทางปฏิบัติสารละลายมาตรฐาน (ความเข้มข้นซึ่งเป็นที่รู้จักอย่างแน่นอน) จะต้องค่อยๆเพิ่มลงในสารละลายที่ไม่ทราบความเข้มข้นจนกว่าจะถึงจุดสมดุลซึ่งเป็นหนึ่งในสปีชีส์ที่ได้ทำให้เป็นกลางอย่างสมบูรณ์.

จุดที่เท่าเทียมกันนั้นถูกตรวจจับโดยการเปลี่ยนสีของตัวบ่งชี้ที่ถูกเพิ่มเข้าไปในสารละลายที่ไม่ทราบความเข้มข้นเมื่อปฏิกิริยาทางเคมีระหว่างสารละลายทั้งสองเสร็จสิ้น.

ตัวอย่างเช่นในกรณีของการทำให้เป็นกลางของกรดฟอสฟอริก (H₃PO₄) จะมีจุดสมมูลของโปรตอนแต่ละอันที่แยกออกจากกรด นั่นคือจะมีจุดสมดุลสามจุดและจะมีการเปลี่ยนแปลงสีสามจุด.

ผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลาง

ในปฏิกิริยาของกรดแก่ที่มีฐานแข็งแรงการวางตัวเป็นกลางของสปีชีส์จะดำเนินการเช่นเดียวกับปฏิกิริยาระหว่างกรดไฮโดรคลอริกและแบเรียมไฮดรอกไซด์:

2HCl (ac) + Ba (OH)₂(ac) → BaCl₂(ac) + 2H₂O (l)

ดังนั้นจึงไม่มีการสร้างไอออน H⁺ หรือโอ้^- ส่วนเกินซึ่งหมายความว่าค่า pH ของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ที่รุนแรงซึ่งถูกทำให้เป็นกลางนั้นมีความสัมพันธ์กับลักษณะของกรดของสารตั้งต้น.

ในทางตรงกันข้ามในกรณีของการวางตัวเป็นกลางระหว่างอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอและอิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่ง (กรดที่แข็งแกร่ง + ฐานที่อ่อนแอหรือกรดที่อ่อนแอ + ฐานที่แข็งแกร่ง) การแยกส่วนของอิเล็กโทรไลที่อ่อนแอจะได้รับและค่าการแยกตัวของกรด_{ไปยัง}) หรือฐาน (K_ข) อ่อนแอเพื่อกำหนดกรดหรือลักษณะพื้นฐานของปฏิกิริยาสุทธิโดยการคำนวณค่า pH.

ตัวอย่างเช่นคุณมีปฏิกิริยาระหว่างกรดไฮโดรไซยานิกและโซเดียมไฮดรอกไซด์:

HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H₂O (l)

ในปฏิกิริยานี้อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอไม่แตกตัวเป็นไอออนอย่างมีนัยสำคัญในการแก้ปัญหาดังนั้นสมการไอออนิกสุทธิจึงแสดงดังนี้

HCN (ac) + OH^-(ac) → CN^-(ac) + H₂O (l)

สิ่งนี้ได้มาหลังจากเขียนปฏิกิริยากับอิเล็กโตรไลต์ที่รุนแรงในรูปแบบของการแยกตัว (Na⁺(ac) + OH^-(ac) ที่ด้านข้างของสารตั้งต้นและ Na⁺(ac) + CN^-(ac) ที่ด้านข้างของผลิตภัณฑ์) โดยเฉพาะโซเดียมไอออนเท่านั้นที่เป็นผู้ชม.

ในที่สุดในกรณีที่เกิดปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนและเบสที่อ่อนการกล่าวว่าการทำให้เป็นกลางไม่เกิดขึ้น นี่เป็นเพราะอิเล็กโทรไลต์ทั้งสองแยกจากกันบางส่วนโดยไม่ทำให้เกิดน้ำและเกลือที่คาดหวัง.

ตัวอย่าง

Strong acid + strong base

ปฏิกิริยาที่ได้รับระหว่างกรดซัลฟูริกและโพแทสเซียมไฮดรอกไซด์ในตัวกลางน้ำถูกนำมาเป็นตัวอย่างตามสมการต่อไปนี้:

H₂SW₄(ac) + 2KOH (ac) → K₂SW₄(ac) + 2H₂O (l)

จะเห็นได้ว่าทั้งกรดและไฮดรอกไซด์นั้นเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแรง ดังนั้นจึงมีการแตกตัวเป็นไอออนอย่างสมบูรณ์ในสารละลาย ค่าความเป็นกรดด่างของสารละลายนี้จะขึ้นอยู่กับอิเล็กโทรไลต์แรงที่มีสัดส่วนมากขึ้น.

กรดแก่ + เบสอ่อน

การทำให้เป็นกลางของกรดไนตริกกับแอมโมเนียส่งผลให้สารประกอบแอมโมเนียมไนเตรตดังแสดงด้านล่าง:

HNO₃(ac) + NH₃(ac) → NH₄NO₃(Aq)

ในกรณีนี้น้ำที่เกิดขึ้นพร้อมกับเกลือจะไม่ถูกสังเกตเพราะมันจะต้องมีการแสดงเป็น:

HNO₃(ac) + NH₄⁺(ac) + OH^-(ac) → NH₄NO₃(ac) + H₂O (l)

ดังนั้นน้ำสามารถถูกสังเกตได้ว่าเป็นผลมาจากปฏิกิริยา ในกรณีนี้สารละลายจะมีค่า pH ที่เป็นกรดเป็นหลัก.

กรดอ่อน + ฐานที่แข็งแกร่ง

ถัดไปปฏิกิริยาระหว่างกรดอะซิติกและโซเดียมไฮดรอกไซด์จะแสดง:

CH₃COOH (ac) + NaOH (ac) → CH₃COONa (ac) + H₂O (l)

เนื่องจากกรดอะซิติกเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนตัวมันจะแยกตัวออกบางส่วนทำให้เกิดโซเดียมอะซิเตทและน้ำซึ่งสารละลายจะมีค่า pH พื้นฐาน.

กรดอ่อน + ฐานอ่อนแอ

ในที่สุดและตามที่ระบุไว้ข้างต้นอ่อนแอฐานไม่สามารถแก้กรดอ่อน; สิ่งที่ตรงกันข้ามจะไม่เกิดขึ้น ทั้งสองชนิดจะถูกไฮโดรไลซ์ในสารละลายและค่าความเป็นกรดด่างของสารละลายจะขึ้นอยู่กับ "ความแข็งแกร่ง" ของกรดและเบส.

การอ้างอิง

1. วิกิพีเดีย ( N.d. ) การทำให้เป็นกลาง (เคมี) สืบค้นจาก en.wikipedia.org
2. ช้างอาร์ (2550) เคมีรุ่นที่เก้า (McGraw-Hill).
3. Raymond, K. W. (2009) เคมีอินทรีย์และชีวภาพทั่วไป ดึงมาจาก books.google.co.th
4. Joesten, M.D. , Hogg, J.L. และ Castellion, M.E. (2006) โลกแห่งเคมี: สิ่งจำเป็น ดึงมาจาก books.google.co.th
5. Clugston, M. และ Flemming, R. (2000) เคมีขั้นสูง ดึงมาจาก books.google.co.th
6. Reger, D. L. , Goode, S. R. และ Ball, D. W. (2009) เคมี: หลักการและการปฏิบัติ ดึงมาจาก books.google.co.th