Neutralizacija je reakcija između kiseline i baze ili lužine. Reakcija se jednostavno piše: kiselina + baza → sol + voda, npr.:
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
Reakcija neutralizacije je uvijek egzotermna.
Teorije kiselina i baza
Arrheniusova mini|163x163px|Svante Arrhenius Prvu modernu teoriju kiselina i baza formulirao je Svante Arrhenius. Po njemu, kiseline su tvari koje u otopini stvaraju vodikove ione H+, dok su baze tvari koje u otopini stvaraju hidroksidne ione OH-.Miessler, G. L., Tarr, D. A., (1991) "Inorganic Chemistry" 2nd ed. Pearson Prentice-Hall p. 165
Ovo uzrokuje protonizaciju vode, odnosno nastajanje oksonijevih iona H3O+, prema formuli: {H2O} + H+ -> H3O+. Danas se, radi jednostavnosti, H+ interpretira kao kraći zapis za H3O+.
Problematika Arrheniusova teorija ograničena je po tome što tvari razvrstava na kiseline i tvari samo u vodenim otopinama. Uzmimo kao primjer sljedeće: klorovodičnu kiselinu može neutralizirati i otopina natrijeva hidroksida, ali i otopina amonijaka. U oba slučaja dobijemo bijelu otopinu, koju možemo kristalizirati, kako bismo dobili bijelu sol - natrijev klorid, ili amonijev klorid, respektivno. Navedene reakcije mogu se zapisati na sljedeći način:NaOH_{(aq)}{} + HCl_{(aq)} -> {}NaCl_{(aq)}{} + H2O_{(l)}NH3_{(aq)}{} + HCl_{(aq)} -> {}NH4Cl_{(aq)}U slučaju natrijeva hidroksida, vodikovi ioni iz kiseline reagiraju s hidroksidnim ionima iz natrijeva hidroksida, te tvore vodu - prema Arrheniusovoj teoriji.
No, u slučaju amonijaka nema otpuštanja hidroksidnih iona jer on izravno reagira s klorovodikom. Prema Arrheniusu, ovo nije reakcija neutralizacije, iako je amonijak bazičan, a klorovodik kiseo. Također, prema ovoj definiciji ni rastaljeni NaOH nije baza.
Brønsted-Lowryjeva Prema Brønsted-Lowryjevoj teoriji kiselina je proton-donor, a baza proton-akceptor
Kiselina otpuštanjem protona (vodikova iona) prelazi u svoju konjugiranu bazu, a baza primanjem protona (vodikova iona) prelazi u svoju konjugiranu kiselinu.
HCl + H2O -> H3O+ + Cl- - kiselina + baza → konjugirana kiselina + konjugirana baza
Što je kiselina jača lakše se otpušta proton, a njezina konjugirana baza je sve slabija i obrnuto.
Lewisova Po Lewisu svaka baza ima slobodan elektronski par, a svaka kiselina se može vezati za taj slobodan elektronski par. Baza je elektron donor, a kiselina elektron akceptor.
Stupnjevi disocijacije Ovisno o broju protona (vodikovih atoma), jake kiseline, možemo dobiti više različitih soli.
H2SO4 ima 2 atoma vodika, pa ju nazivamo diprotonskom kiselinom. Ona stoga može dati dvije različite soli. Disocijacija se također odvija u dva stupnja:
H2SO4 -> H+ + HSO4- - u prvom se koraku dobiva hidrogensulfatni ion, koji ulazi u sljedeću reakciju
HSO4^- -> H+ + SO4^2- - u drugom se koraku dobiva sulfatni ion, koji nema daljnjih vodikovih iona, pa je disocijacija završena.
Vrste reakcija
Jaka kiselina - jaka baza Jaka kiselina potpuno disocira u vodenoj otopini. Primjer jake kiseline je klorovodična kiselina, koja se u vodi potpuno razlaže na ione: HCl -> H+ + Cl- ili HCl + H2O -> H3O+ + Cl-
Jaka lužina također potpuno disocira u vodenoj otopini. Primjer je natrijev hidroksid, koji u vodi sav prelazi na ione: NaOH -> Na+ + OH-
Stoga, kad reagiraju jaka lužina i jaka kiselina, vodikov ion (ili vodikov proton) H+ i hidroksidni ion OH- tvore molekulu vode: H+ + OH^- -> H2O, jednako kao i oksonijev ion H3O+ i hidroksidni ion OH-: {H3O+} + OH^- -> {H2O} + H2O. Standardna promjena entalpije za reakciju H+ + OH− → H2O iznosi −55.90 kJ/mol.Jarvis, Alan & Beavon, Rod. "Periodicity Quantitative Equilibria and Functional Group Chemistry", 16 January 2001.
NaOH + H2SO4 -> NaHSO4 + H2O - nastaje sol natrijev hidrogensulfat, koji ulazi u sljedeću reakciju
NaHSO4 + NaOH -> Na2SO4 + H2O - nastaje sol natrijev sulfat
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 hidroksidne 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−1.
Slaba kiselina - jaka baza
Disocijacija Slabe kiseline ne disociraju u potpunosti, već se stvara kemijska ravnoteža oblika: AH + H2O ⇌ H3O+ + A−; gdje je A slaba kiselina.
H2CO3 + H2O <-> H3O^+ + HCO3^- - iz ugljične kiseline i vode dobivamo oksonijev ion i hidrogenkarbonatni ion
HCO3^- + H2O <-> H3O^+ + CO3^2- - daljnjom disocijacijom dobivamo drugi oksonijev ion i karbonatni ion
Svaka od ovih polureakcija je reverzibilna, te se stvara kemijska ravnoteža.
Ca(OH)2 + 2H3PO4 -> Ca(H2PO4)2 + 2H2O - kalcijev dihidrogenfosfat
Ca(H2PO4)2 + Ca(OH)2 -> 2CaHPO4 + 2H2O - kalcijev hidrogenortofosfat
2CaHPO4 + Ca(OH)2 -> Ca3(PO4)2 + 2H2O - kalcijev ortofosfat
Izvori Hrvatska enciklopedija (LZMK), Broj 7 (Mal-Nj), str. 650. Za izdavača: Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Zagreb 2005.g.
Kategorija:Kemijske reakcije Kategorija:Kiseline