خصائص تفاعل التحييد ، المنتجات والأمثلة

ل رد فعل تحييد هو ما يحدث بين الحمض والأنواع الأساسية بطريقة كمية. بشكل عام ، يتم إنتاج الماء والملح في هذا النوع من التفاعلات في وسط مائي (الأنواع الأيونية المكونة من الكاتيون غير H).⁺ وأنيون بخلاف OH^- أنت يا^2-) وفقًا للمعادلة التالية: حمض + قاعدة → ملح + ماء.

في تفاعل التحييد ، تشارك الإلكتروليتات ، وهي المواد التي ، عندما تذوب في الماء ، تولد حلاً يسمح بالتوصيل الكهربائي. تعتبر الأحماض والقواعد والأملاح المنحلات بالكهرباء.

وبهذه الطريقة ، فإن الإلكتروليتات القوية هي تلك الأنواع التي تنفصل تمامًا في أيوناتها المكونة عندما تكون في محلول ، في حين أن الإلكتروليتات الضعيفة تتأين جزئيًا فقط (لديها قدرة أقل على إجراء تيار كهربائي ، أي أنها ليست جيدة الموصلات مثل الشوارد قوية).

مؤشر

• 1 الخصائص
  • 1.1 المعايرة حمض قاعدة
• 2 أمثلة
  • 2.1 حمض قوي + قاعدة قوية
  • 2.2 حمض قوي + قاعدة ضعيفة
  • 2.3 ضعيف حمض + قاعدة قوية
  • 2.4 ضعيف حمض + قاعدة ضعيفة
• 3 المراجع

ملامح

أولاً ، يجب التأكيد على أنه إذا بدأ تفاعل التحييد بكميات متساوية من الحمض والقاعدة (في الشامات) ، عندما ينتهي التفاعل ، يتم الحصول على ملح واحد فقط ؛ أي أنه لا توجد كميات متبقية من الحمض أو الأساس.

بالإضافة إلى ذلك ، من الخصائص المهمة للغاية للتفاعلات الحمضية القاعدية ، الرقم الهيدروجيني ، والذي يشير إلى كيفية وجود محلول حمضي أو أساسي. يتم تحديد ذلك من خلال كمية أيونات H⁺ وجدت في الحلول المقاسة.

من ناحية أخرى ، هناك العديد من مفاهيم الحموضة والأساسية اعتمادا على المعايير التي تؤخذ بعين الاعتبار. أحد المفاهيم البارزة هو مفهوم برونستيد ولوري ، الذي يعتبر الحمض بمثابة نوع قادر على التبرع بالبروتونات (H⁺) وقاعدة كأنواع قادرة على قبولها.

معايرة حمض الأساس

لدراسة تفاعل التحييد بشكل صحيح وكمي بين الحمض والقاعدة ، يتم تطبيق تقنية تسمى المعايرة ذات القاعدة الحمضية (أو المعايرة)..

تتكون المعايرة ذات القاعدة الحمضية من تحديد تركيز الحمض أو القاعدة الضرورية لتحييد كمية معينة من القاعدة أو الحمض ذي التركيز المعروف.

في الممارسة العملية ، يجب إضافة محلول قياسي (يعرف تركيزه بالضبط) تدريجياً إلى الحل الذي يكون تركيزه غير معروف حتى يتم الوصول إلى نقطة التكافؤ ، حيث قام أحد الأنواع بتحييد الآخر تمامًا.

يتم الكشف عن نقطة التكافؤ من خلال التغير العنيف في لون المؤشر الذي تمت إضافته إلى محلول تركيز غير معروف عند اكتمال التفاعل الكيميائي بين كلا الحلين.

على سبيل المثال ، في حالة تحييد حامض الفوسفوريك (H₃PO₄) ستكون هناك نقطة معادلة لكل بروتون ينفصل عن الحمض ؛ بمعنى ، سيكون هناك ثلاث نقاط معادلة وسيتم ملاحظة ثلاثة تغييرات في اللون.

منتجات رد فعل تحييد

في تفاعلات حمض قوي ذو قاعدة قوية ، يتم إجراء تحييد كامل للأنواع ، كما هو الحال في التفاعل بين حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الباريوم:

2HCl (ac) + Ba (OH)₂(ac) → BaCl₂(ac) + 2H₂يا (ل)

لذلك لا يتم إنشاء أيونات H⁺ أو OH^- الزائد ، مما يعني أن درجة الحموضة في محاليل الإلكتروليت القوية التي تم تحييدها ترتبط ارتباطًا جوهريًا بالطبيعة الحمضية لمفاعلاتها.

على العكس من ذلك ، في حالة التحييد بين إلكتروليت ضعيف وإلكتروليت قوي (حمض قوي + قاعدة ضعيفة أو حمض ضعيف + قاعدة قوية) يتم الحصول على تفكك جزئي للكهارل الضعيف ويظهر ثابت تفكك الحمض (K_إلى) أو القاعدة (ك_بضعيف ، لتحديد الحمض أو الشخصية الأساسية للتفاعل الصافي عن طريق حساب الرقم الهيدروجيني.

على سبيل المثال ، لديك رد فعل بين حمض الهيدروسيانيك وهيدروكسيد الصوديوم:

HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H₂يا (ل)

في هذا التفاعل ، لا يتأخر المنحل بالكهرباء الضعيفة بشكل كبير في المحلول ، لذلك يتم تمثيل المعادلة الأيونية الصافية على النحو التالي:

HCN (ac) + OH^-(ac) → CN^-(ac) + H₂يا (ل)

يتم الحصول على هذا بعد كتابة التفاعل مع الشوارد القوية في شكلها المنفصل (Na⁺(ac) + OH^-(ac) على جانب المواد المتفاعلة ، و Na⁺(ac) + CN^-(ac) على جانب المنتجات) ، حيث فقط أيون الصوديوم هو المتفرج.

أخيرًا ، في حالة التفاعل بين حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة ، لا يحدث التحييد المذكور. وذلك لأن كلا الشوارد تنفصل جزئيًا ، دون أن ينتج عنها الماء والملح.

أمثلة

حمض قوي + قاعدة قوية

يتم أخذ التفاعل المعطى بين حمض الكبريتيك وهيدروكسيد البوتاسيوم في وسط مائي كمثال ، وفقًا للمعادلة التالية:

H₂SW₄(ac) + 2KOH (ac) → K₂SW₄(ac) + 2H₂يا (ل)

يمكن ملاحظة أن كل من الحمض وهيدروكسيد شوارد قوية ؛ لذلك ، فهي مؤينة بالكامل في الحل. يعتمد الرقم الهيدروجيني لهذا الحل على المنحل بالكهرباء القوي في نسبة أكبر.

حمض قوي + قاعدة ضعيفة

ينتج عن تحييد حمض النتريك مع الأمونيا مركب نترات الأمونيوم ، كما هو موضح أدناه:

HNO₃(ac) + NH₃(ac) → NH₄NO₃(آق)

في هذه الحالة ، لا يتم ملاحظة الماء الناتج مع الملح ، لأنه يجب تمثيله على النحو التالي:

HNO₃(ac) + NH₄⁺(ac) + OH^-(ac) → NH₄NO₃(ac) + H₂يا (ل)

لذلك يمكن ملاحظة الماء كمنتج للتفاعل. في هذه الحالة ، سيكون للمحلول درجة حموضة حمضية بشكل أساسي.

حمض ضعيف + قاعدة قوية

بعد ذلك ، يظهر التفاعل بين حمض الأسيتيك وهيدروكسيد الصوديوم:

CH₃COOH (ac) + NaOH (ac) → CH₃COONa (ac) + H₂يا (ل)

نظرًا لأن حمض الخليك عبارة عن إلكتروليت ضعيف ، فإنه ينفصل جزئيًا ، مما يؤدي إلى وجود أسيتات الصوديوم والماء ، والتي سيكون لمحلولها درجة الحموضة الأساسية.

حمض ضعيف + قاعدة ضعيفة

أخيرًا وكما ذكر أعلاه ، لا يمكن لقاعدة ضعيفة تحييد حمض ضعيف ؛ لا يحدث العكس. يتحلل كلا النوعين في محلول مائي وسيعتمد الرقم الهيدروجيني للمحلول على "قوة" الحمض والقاعدة.

مراجع

1. ويكيبيديا. (بدون تاريخ). التحييد (الكيمياء). تم الاسترجاع من en.wikipedia.org
2. تشانغ ، ر. (2007). الكيمياء ، الطبعة التاسعة (ماكجرو هيل).
3. ريموند ، ك. و. (2009). الكيمياء العضوية والبيولوجية العامة. تم الاسترجاع من books.google.co.ve
4. Joesten، M.D.، Hogg، J.L. and Castellion، M.E (2006). عالم الكيمياء: الأساسيات. تم الاسترجاع من books.google.co.ve
5. Clugston، M. and Flemming، R. (2000). الكيمياء المتقدمة. تم الاسترجاع من books.google.co.ve
6. Reger، D. L.، Goode، S. R. and Ball، D. W. (2009). الكيمياء: المبادئ والممارسة. تم الاسترجاع من books.google.co.ve