REACCIÓ DE NEUTRALITZACIÓ: CARACTERÍSTIQUES, PRODUCTES, EXEMPLES - QUIMICA - 2026

Una reacció de neutralització és aquella que ocorre entre una espècie àcida i una bàsica de manera quantitativa. De forma general, en aquest tipus de reaccions en medi aquós es produeix aigua i una sal (espècie iònica composta per un catió diferent a l'H ⁺ i un anió diferent a l'OH ^- o O ^2-) segons la següent equació: àcid + base → sal + aigua.

En una reacció de neutralització tenen incidència els electròlits, que són aquelles substàncies que a l'ésser dissoltes en aigua, generen una solució que permet la conductivitat elèctrica. Es consideren electròlits els àcids, les bases i les sals.

D'aquesta manera, els electròlits forts són aquelles espècies que es dissocien completament en els seus ions constituents quan es troben en solució, mentre els electròlits febles només s'ionitzen de manera parcial (posseeixen menys capacitat de conduir un corrent elèctric, és a dir, no són bons conductors com els electròlits forts).

Característiques

En primer lloc, s'ha d'emfatitzar que si una reacció de neutralització s'inicia amb quantitats iguals de l'àcid i de la base (en mols), quan acaba aquesta reacció s'obté només una sal; és a dir, no hi ha quantitats residuals d'àcid o base.

A més, una propietat molt important de les reaccions àcid-base és el pH, el qual indica què tan àcida o bàsica és una solució. Aquest es determina per la quantitat d'ions H ⁺ que es troben en les solucions mesures.

D'altra banda, hi ha diversos conceptes de acidesa i basicitat depenent dels paràmetres que es prenguin en consideració. Un concepte que destaca és el de Brønsted i Lowry, que considera un àcid com una espècie capaç de donar protons (H ⁺) i una base com l'espècie capaç d'acceptar-los.

Titulacions àcid-base

Per estudiar apropiadament i de manera quantitativa una reacció de neutralització entre un àcid i una base s'aplica una tècnica anomenada titulació (o valoració) àcid-base.

Les titulacions àcid-base consisteixen a determinar la concentració d'àcid o base necessària per neutralitzar una quantitat determinada de base o àcid de concentració coneguda.

A la pràctica, s'ha d'afegir gradualment una solució patró (la concentració es coneix amb exactitud) a la solució la concentració es desconeix fins que s'arribi al punt d'equivalència, on una de les espècies ha neutralitzat de manera completa a l'altra.

El punt d'equivalència es detecta mitjançant el canvi violent de color de l'indicador que s'ha afegit a la solució de concentració desconeguda quan s'ha completat la reacció química entre les dues solucions.

Per exemple, en el cas de la neutralització de l'àcid fosfòric (H ₃ PO ₄) hi haurà un punt d'equivalència per cada protó que es desprengui de l'àcid; és a dir, es tindran tres punts d'equivalència i s'han d'observar tres canvis de coloració.

Productes d'una reacció de neutralització

En les reaccions d'un àcid fort amb una base forta es porta a terme la neutralització completa de les espècies, com en la reacció entre l'àcid clorhídric i l'hidròxid de bari:

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

Així que no es generen ions H ⁺ o OH ^- en excés, la qual cosa vol dir que el pH de les solucions d'electròlits forts que s'han neutralitzat està intrínsecament relacionat amb el caràcter àcid dels seus reactants.

Per contra, en el cas de la neutralització entre un electròlit feble i un fort (àcid fort + base feble o àcid feble + base forta) s'obté la dissociació parcial de l'electròlit feble i apareix la constant de dissociació de l'àcid (K _a) o de la base (K _b) feble, per determinar el caràcter àcid o bàsic de la reacció neta mitjançant el càlcul de l'pH.

Per exemple, es té la reacció entre l'àcid cianhídric i l'hidròxid de sodi:

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

En aquesta reacció l'electròlit feble no s'ionitza notablement en la solució, de manera que es representa l'equació iònica neta de la següent manera:

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

Aquesta s'obté després d'escriure la reacció amb els electròlits forts en la seva forma dissociada (Na ⁺ (ac) + OH ^- (aq) al costat dels reactants, i Na ⁺ (ac) + CN ^- (ac) al costat dels productes), on només l'ió sodi és un espectador.

Finalment, en el cas de la reacció entre un àcid feble i una base feble no es produeix aquesta neutralització. Això es deu al fet que tots dos electròlits es dissocien de manera parcial, sense donar com a resultat l'aigua i la sal esperats.

exemples

Àcid fort + base forta

Es té com a exemple la reacció donada entre l'àcid sulfúric i l'hidròxid de potassi en medi aquós, segons la següent equació:

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

Es pot observar que tant l'àcid com l'hidròxid són electròlits forts; per tant, s'ionitzen completament en la solució. El pH d'aquesta solució dependrà de l'electròlit fort que estigui en major proporció.

Àcid fort + base feble

La neutralització de l'àcid nítric amb l'amoníac dóna com a resultat el compost nitrat d'amoni, com es mostra a continuació:

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

En aquest cas no s'observa l'aigua produïda al costat de la sal, a causa que s'hauria de representar com:

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

De manera que sí que pot observar-se l'aigua com a producte de la reacció. En aquest cas, la solució tindrà un pH essencialment àcid.

Àcid feble + base forta

Tot seguit es mostra la reacció que es dóna entre l'àcid acètic i l'hidròxid de sodi:

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

Com l'àcid acètic és un electròlit feble es dissocia parcialment, donant com a resultat acetat de sodi i aigua, la solució tindrà un pH bàsic.

Àcid feble + base feble

Finalment i com es va dir anteriorment, una base feble no pot neutralitzar un àcid feble; tampoc succeeix a l'contrari. Les dues espècies s'hidrolitzen en solució aquosa i el pH de la solució dependrà de la «força» de l'àcid i de la base.

referències

1. Wikipedia. (Sf). Neutralization (Chemistry). Recuperat de en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, Ninth edition (McGraw-Hill).
3. Raymond, KW (2009). General Organic and Biological Chemistry. Recuperat de books.google.co.ve
4. Joesten, MD, Hogg, JL i Castellion, ME (2006). The World of Chemistry: Essentials. Recuperat de books.google.co.ve
5. Clugston, M. i Flemming, R. (2000). Advanced Chemistry. Recuperat de books.google.co.ve
6. Reger, DL, Goode, SR i Ball, DW (2009). Chemistry: Principles and Practice. Recuperat de books.google.co.ve