RÉACTION DE NEUTRALISATION: CARACTÉRISTIQUES, PRODUITS, EXEMPLES - CHIMIE - 2025

Une réaction de neutralisation est celle qui se produit entre une espèce acide et une espèce basique de manière quantitative. En général, dans ce type de réaction en milieu aqueux, de l'eau et un sel (espèce ionique composée d'un cation autre que H ⁺ et d'un anion autre que OH ^- ou O ^2-) sont produits selon l'équation suivante: acide + base → sel + eau.

Les électrolytes, qui sont ces substances qui, lorsqu'elles sont dissoutes dans l'eau, génèrent une solution permettant la conductivité électrique, ont un impact sur une réaction de neutralisation. Les acides, les bases et les sels sont considérés comme des électrolytes.

De cette façon, les électrolytes forts sont ces espèces qui se dissocient complètement en leurs ions constituants lorsqu'ils sont en solution, tandis que les électrolytes faibles ne s'ionisent que partiellement (ils ont moins de capacité à conduire un courant électrique; c'est-à-dire qu'ils ne sont pas bons conducteurs tels que des électrolytes puissants).

caractéristiques

En premier lieu, il faut souligner que si une réaction de neutralisation est démarrée avec des quantités égales d'acide et de base (en moles), à la fin de ladite réaction, un seul sel est obtenu; c'est-à-dire qu'il n'y a pas de quantités résiduelles d'acide ou de base.

En outre, une propriété très importante des réactions acide-base est le pH, qui indique à quel point une solution est acide ou basique. Ceci est déterminé par la quantité d'ions H ⁺ trouvés dans les solutions mesurées.

En revanche, il existe plusieurs notions d'acidité et de basicité en fonction des paramètres pris en compte. Un concept qui ressort est celui de Brønsted et Lowry, qui considèrent un acide comme une espèce capable de donner des protons (H ⁺) et une base comme l'espèce capable de les accepter.

Titrages acide-base

Pour étudier correctement et quantitativement une réaction de neutralisation entre un acide et une base, une technique appelée titrage acide-base (ou titrage) est appliquée.

Les titrages acide-base consistent à déterminer la concentration d'acide ou de base nécessaire pour neutraliser une certaine quantité de base ou d'acide de concentration connue.

En pratique, une solution étalon (dont la concentration est connue avec précision) doit être ajoutée progressivement à la solution dont la concentration est inconnue jusqu'à ce que le point d'équivalence soit atteint, où l'une des espèces a complètement neutralisé l'autre.

Le point d'équivalence est détecté par le changement violent de couleur de l'indicateur qui a été ajouté à la solution de concentration inconnue lorsque la réaction chimique entre les deux solutions est terminée.

Par exemple, dans le cas de la neutralisation de l'acide phosphorique (H ₃ PO ₄), il y aura un point d'équivalence pour chaque proton libéré de l'acide; c'est-à-dire qu'il y aura trois points d'équivalence et trois changements de couleur seront observés.

Produits d'une réaction de neutralisation

Dans les réactions d'un acide fort avec une base forte, la neutralisation complète de l'espèce a lieu, comme dans la réaction entre l'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de baryum:

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

Ainsi, aucun excès d' ions H ⁺ ou OH ^- n'est généré, ce qui signifie que le pH des solutions d'électrolytes forts qui ont été neutralisés est intrinsèquement lié au caractère acide de leurs réactifs.

Au contraire, dans le cas d'une neutralisation entre un électrolyte faible et un électrolyte fort (acide fort + base faible ou acide faible + base forte), la dissociation partielle de l'électrolyte faible est obtenue et la constante de dissociation acide (K _a) apparaît ou de la base faible (K _b), pour déterminer le caractère acide ou basique de la réaction nette en calculant le pH.

Par exemple, nous avons la réaction entre l'acide cyanhydrique et l'hydroxyde de sodium:

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

Dans cette réaction, l'électrolyte faible ne s'ionise pas de manière notable dans la solution, de sorte que l'équation ionique nette est représentée comme suit:

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

Ceci est obtenu après avoir écrit la réaction avec des électrolytes forts sous leur forme dissociée (Na ⁺ (aq) + OH ^- (aq) côté réactif, et Na ⁺ (aq) + CN ^- (aq) côté réactif) produits), où seul l'ion sodium est un spectateur.

Enfin, dans le cas de la réaction entre un acide faible et une base faible, ladite neutralisation n'a pas lieu. En effet, les deux électrolytes se dissocient partiellement, sans entraîner l'eau et le sel attendus.

Exemples

Acide fort + base forte

Un exemple est la réaction donnée entre l'acide sulfurique et la potasse en milieu aqueux, selon l'équation suivante:

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

On peut voir que l'acide et l'hydroxyde sont des électrolytes puissants; par conséquent, ils s'ionisent complètement en solution. Le pH de cette solution dépendra de l'électrolyte fort qui est dans la proportion la plus élevée.

Acide fort + base faible

La neutralisation de l'acide nitrique avec de l'ammoniac donne le nitrate d'ammonium composé, comme indiqué ci-dessous:

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

Dans ce cas, l'eau produite avec le sel n'est pas observée, car elle devrait être représentée par:

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

L'eau peut donc être considérée comme un produit de réaction. Dans ce cas, la solution aura un pH essentiellement acide.

Acide faible + base forte

La réaction qui se produit entre l'acide acétique et l'hydroxyde de sodium est indiquée ci-dessous:

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

Comme l'acide acétique est un électrolyte faible, il se dissocie partiellement, ce qui donne de l'acétate de sodium et de l'eau, dont la solution aura un pH basique.

Acide faible + base faible

Enfin, et comme mentionné ci-dessus, une base faible ne peut neutraliser un acide faible; ni le contraire. Les deux espèces s'hydrolysent en solution aqueuse et le pH de la solution dépendra de la "force" de l'acide et de la base.

Références

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2. Chang, R. (2007). Chimie, neuvième édition (McGraw-Hill).
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