Vidi kôd stranice Neutralizacija (kemija)

'''Neutralizacija''' je [[Kemijska reakcija|reakcija]] između [[Kiselina|kiseline]] i [[Baze (kemija)|baze]] ili [[Lužine (kemija)|lužine]]. Reakcija se jednostavno piše: [[kiselina]] + [[Baze (kemija)|baza]] → [[sol]] + [[voda]], npr.:

<chem>HCl + NaOH -> NaCl + H2O</chem>

Reakcija neutralizacije je uvijek [[Egzotermni proces|egzotermna]].

== Teorije kiselina i baza ==

=== Arrheniusova ===
[[Datoteka:Arrhenius2.jpg|mini|163x163px|Svante Arrhenius]]
Prvu modernu teoriju kiselina i baza formulirao je [[Svante Arrhenius]].<ref name="CarbonicAcid">{{cite journal |url=http://www.rsc.org/images/Arrhenius1896_tcm18-173546.pdf |title=On the Influence of Carbonic Acid in the Air Upon the Temperature of the Ground |journal=Philosophical Magazine and Journal of Science |year=1896 |pages=237–276 |volume=41 |issue=5}}</ref> Po njemu, kiseline su tvari koje u otopini stvaraju vodikove ione H<sup>+</sup>, dok su baze tvari koje u otopini stvaraju hidroksidne ione OH<sup>-</sup>.<ref name="miessler_165">Miessler, G. L., Tarr, D. A., (1991) "''Inorganic Chemistry''" 2nd ed. Pearson Prentice-Hall p. 165</ref><ref name=":0">{{Citiranje weba |url=http://www.chemguide.co.uk/physical/acidbaseeqia/theories.html |title=Theories of acids and bases |author=Jim Clark |year=2002 |language=engleski |accessdate=2017-03-13}}</ref>

Ovo uzrokuje protonizaciju vode, odnosno nastajanje oksonijevih iona H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, prema formuli: <chem>{H2O} + H+ -> H3O+</chem>. Danas se, radi jednostavnosti, H<sup>+</sup> interpretira kao kraći zapis za H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>.<ref name="Acids, Bases, & Salts">{{cite book |last=LeMay |first=Eugene |title=Chemistry |year=2002 |publisher=Prentice-Hall |location=Upper Saddle River, New Jersey |isbn=0-13-054383-7 |pages=602}}</ref>

==== 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:<blockquote><chem>NaOH_{(aq)}{} + HCl_{(aq)} -> {}NaCl_{(aq)}{} + H2O_{(l)}</chem></blockquote><blockquote><chem>NH3_{(aq)}{} + HCl_{(aq)} -> {}NH4Cl_{(aq)}</chem></blockquote>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.<ref name=":0" /> 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.

<chem display="inline">HCl + H2O -> H3O+ + Cl-</chem> -  [[kiselina]] + [[Baze (kemija)|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.

[[Sumporna kiselina|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]] ima 2 [[atom]]a vodika, pa ju nazivamo diprotonskom kiselinom. Ona stoga može dati dvije različite soli. Disocijacija se također odvija u dva stupnja:

<chem display="inline">H2SO4 -> H+ + HSO4-</chem> - u prvom se koraku dobiva hidrogensulfatni ion, koji ulazi u sljedeću reakciju

<chem>HSO4^- -> H+ + SO4^2-</chem> - u drugom se koraku dobiva sulfatni ion, koji nema daljnjih vodikovih iona, pa je [[Elektrolitska disocijacija|disocijacija]] završena.

== Vrste reakcija ==

=== Jaka kiselina - jaka baza ===
Jaka kiselina potpuno [[Elektrolitska disocijacija|disocira]] u vodenoj otopini. Primjer jake kiseline je klorovodična kiselina, koja se u vodi potpuno razlaže na ione: <chem display="inline">HCl -> H+ + Cl-</chem> ili <chem>HCl + H2O -> H3O+ + Cl-</chem>

Jaka lužina također potpuno disocira u vodenoj otopini. Primjer je [[natrijev hidroksid]], koji u vodi sav prelazi na ione: <chem>NaOH -> Na+ + OH-</chem>

Stoga, kad reagiraju jaka lužina i jaka kiselina, vodikov ion (ili vodikov proton) H<sup>+</sup> i hidroksidni ion OH<sup>-</sup> tvore molekulu vode: <chem>H+ + OH^- -> H2O</chem>, jednako kao i oksonijev ion H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> i hidroksidni ion OH<sup>-:</sup> <chem>{H3O+} + OH^- -> {H2O} + H2O</chem>. Standardna promjena entalpije za reakciju H<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup> → H<sub>2</sub>O iznosi −55.90 kJ/mol.<ref name="AcidBase">Jarvis, Alan & Beavon, Rod.  [https://books.google.com/books?id=ccZLA2vwQSQC&pg=PA48&lpg=PA48&dq=57.1+57.3+kJ/mol&source=bl&ots=YBucHe8Jna&sig=XoDLyBwgSSzZ0dV6Y2FtuWfwLmc&hl=en&sa=X&ei=i4l9Uc74Eojm8gSg7YHoAw&ved=0CGEQ6AEwBQ#v=onepage&q=57.1%2057.3%20kJ%2Fmol&f=false "Periodicity Quantitative Equilibria and Functional Group Chemistry"], 16 January 2001.</ref>

<chem>NaOH + H2SO4 -> NaHSO4 + H2O</chem> - nastaje sol natrijev hidrogensulfat, koji ulazi u sljedeću reakciju

<chem>NaHSO4 + NaOH -> Na2SO4 + H2O</chem> - 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<sup>−1</sup>.<ref>{{Citiranje weba |url=http://www.chemguide.co.uk/physical/energetics/neutralisation.html |title=Enthalpy change of neutralization |author=Jim Clark |date=Srpanj 2013. |year=2010 |language=engleski |accessdate=2017-03-12}}</ref>

=== Slaba kiselina - jaka baza ===

=== Disocijacija ===
Slabe kiseline ne disociraju u potpunosti, već se stvara [[kemijska ravnoteža]] oblika: AH + H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + A<sup>−</sup>; gdje je A slaba kiselina.

<chem>H2CO3 + H2O <-> H3O^+ + HCO3^-</chem> - iz ugljične kiseline i vode dobivamo oksonijev ion i hidrogenkarbonatni ion

<chem>HCO3^- + H2O <-> H3O^+ + CO3^2-</chem> - daljnom disocijacijom dobivamo drugi oksonijev ion i karbonatni ion

Svaka od ovih polureakcija je reverzibilna, te se stvara [[kemijska ravnoteža]].

<chem>Ca(OH)2 + 2H3PO4 -> Ca(H2PO4)2 + 2H2O</chem> - kalcijev dihidrogenfosfat

<chem>Ca(H2PO4)2 + Ca(OH)2 -> 2CaHPO4 + 2H2O</chem> - kalcijev hidrogenortofosfat

<chem>2CaHPO4 + Ca(OH)2 -> Ca3(PO4)2 + 2H2O</chem> - kalcijev ortofosfat

<!--pH at the end-point depends mainly on the strength of the acid, p''K''<sub>a</sub>.
* The pH at the end-point also depends on the concentration of the acid, ''T''<sub>A</sub>.
* The pH rises more steeply at the end-point as the acid concentration increases.
When a weak acid is titrated with a strong base the end-point occurs at pH greater than 7. Therefore, the most suitable [[PH indicator|indicator]] to use is one, like [[phenolphthalein]], that changes color at high pH.<ref>{{Cite book |title=Chemical Principles |year=2009 |publisher=Houghton Mifflin Company |location=New York |pages=319–324 |author=Steven S. Zumdahl |edition=6th}}</ref>-->
== Izvori ==
* [[Hrvatska enciklopedija (LZMK)]], Broj 7 (Mal-Nj), str. 650. Za izdavača: Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Zagreb 2005.g. {{ISBN|953-6036-37-1}}
{{izvori}}

[[Kategorija:Kemijske reakcije]]
[[Kategorija:Kiseline]]