Asitler Ve Bazların Tanımı Asitler Ve Bazlar Hakkında Bilgi

Asitler ve Bazların Tanımı Asitler ve Bazlar Hakkında Bilgi
Asitler ve Bazların Tanımı Asitler ve Bazlar Hakkında Bilgi ASİT VE BAZLAR

Anorganik kimyada bileşikler asitler, bazlar, tuzlar ve oksitler olmak üzere dört gruba ayrılır

Asit içerenler : Sirke (asetik asit), limon suyu (sitrik asit), tuz ruhu (hidroklorik asit), aspirin (asetil salisilik asit), akü (sülfürik asit), kezzap (nitrik asit) gazoz ve her türlü alkolsüz içecekler (karbonik asit)

Baz içerenler: Cam temizleme suyu (amonyak), sabun (sodyum hidroksit), kabartma tozu veya yemek sodası (sodyum bikarbonat), kireç suyu (kalsiyum hidroksit), çamaşır sodası (sodyum karbonat), deniz suyu, yumurta akı, kan

ASİTLER VE BAZLARIN TANIMI
1 Arrhenius (Arenyus) Asit - Baz Tanımı

Arhenius, bileşikleri suyla etkileşimine göre asit veya baz olarak tanımlamıştır Arrhenius'a göre;

Asit : Suda H+ iyonu oluşturacak şekilde ayrışan maddedir

Asitler suda H+ oluşturduklarından suyun [H+] ni artırırlar

Baz : Suda OH– iyonu oluşturacak şekilde ayrışan maddedir

Bazlar suyun [OH–] ni artıran maddelerdir

Arrhenius'e göre asitler HX , bazlar MOH genel formülüne sahiptir

2 Bronsted Lowry Asit - Baz Tanımı

Bronsted ve Lowry asitleri ve bazları biraz daha genel anlamda tanımlamıştır Bunlara göre;

Asit: Karşısındaki maddeye H+ verebilen

Baz: Karşısındaki maddeden H+ alabilen

(veya H+ bağlayabilen) maddedir

Bronsted - Lowry'ye göre bir tepkimede bir asit-baz çifti tepkimeye girerek yeni bir asit baz çifti oluşturmaktadır Girenler tarafında asit olan madde H+ iyonunu kaybederek baza; baz olan madde H+ kazanarak aside dönüşmektedir Bu teoride aralarında H+ kadar fark olan asit- baz çiftine eşlenik (konjuge) asit-baz çifti denir

3Lewis(Livayz) Asit - Baz Tanımı

Brönsted-Lowry asit-baz tanımı da bir başka maddeyi referans alarak yapılan tanımdır Daha genel bir asit-baz tanımı Lewis tarafından yapılmıştır Lewis'a göre;

asit: elektron nokta yapısında elektron boşluğu bulunduran ve dolayısıyla elektron çifti bağlayabilen,

baz: elektron nokta yapısında ortaklanmamış elektron çifti bulunduran ve dolayısıyla elektron çifti verebilen maddedir Negatif yüklü iyonlar genellikle Lewis bazı olarak davranır

Asit ve Bazların Kuvveti
Asitler ve bazlar suda az ya da çok iyonlaşır Sulu çözeltisinde yüzde yüze yakın oranda iyonlaşan asit veya bazlara kuvvetli asit veya kuvvetli baz denir

Suda çözündüğü hâlde çok az iyonlaşan asit veya bazlara zayıf asitler veya zayıf bazlar denir Zayıf bir asidin (HA ile gösterilir) sulu çözeltisinde asidin büyük bir bölümü molekül hâlinde bulunur Molekül hâldeki asit ile oluşan iyonlar arasında bir denge kurulur

Kuvvetli bir asidin veya bazın çözeltisi su ile seyreltilirse asidin veya bazın iyonlaşma yüzdesi değişmez Ancak kuvvetli asit çözeltisinin [H+], kuvvetli baz çözeltisinin [OH–] derişimi azalır Zayıf bir asidin (veya bazın) derişimi düşürülürse iyonlaşma yüzdesi artar Ancak zayıf asit çözeltinin H+ derişimi, azalır

ASİTLİK KUVVETİ MOLEKÜL YAPISI İLİŞKİSİ

Bir maddenin molekül yapısı, sıcaklığı, çözündüğü ortam maddenin kuvvetli veya zayıf asit (veya baz) olarak davranışına neden olan faktörlerden bazılarıdır Farklı maddelerin asitlik–bazlık kuvvetlerini karşılaştırmak için bu maddelerin aynı sıcaklıkta aynı çözücü de çözülmeleri gerekir Asitler ve bazların sulu çözeltilerinin asitlik – bazlık kuvvetleri aşağıdaki gibi karşılaştırılabilir:

1 Hidrojenin bir ametalle oluşturduğu HX genel formülüne sahip bir asit molekülünde hidrojenle X arasındaki bağ ne kadar polar ise (X ametalinin elektronegatifliği ne kadar yüksekse), suda HX' in H+ ve X– iyonlarına ayrışması o kadar kolay olur Dolayısıyla molekülün asit karakteri o kadar kuvvetlenir Aynı periyotta bulunan elementlerin elektronegatiflikleri periyot içinde soldan sağa doğru arttığından, bileşiklerin asitlik kuvvetleri; NH3 < H2O < HF şeklindedir

2 Periyodik cetvelde aynı grupta bulunan elementlerin hidrojenle oluşturdukları HX türü bileşiklerin asitlik kuvveti şöyle karşılaştırılabilir: Grupta yukarıdan aşağı doğru elementlerin elektronegatiflikleri azalır Bunun sonucu bileşiklerin asitlik kuvvetlerinin azalması beklenir Grupta yukarıdan aşağı doğru atomların hacimleri artar Atom hacminin artması atom merkezleri arasındaki uzaklığı arttırır Bu da H – X bağının zayıflamasına ve H – X molekülünün suda H+ ve X– şeklinde iyonlaşmasına neden olur Sonuç olarak; atom hacminin artışının neden olduğu asitlik kuvvetindeki artış, elektronegatifliğin azalmasının neden olduğu asitlik kuvvetindeki azalmadan daha baskındır Bu nedenle bir grupta bulunan HX türü bileşiklerin asitlik kuvveti grup içinde yukarıdan aşağı doğru artar Örneğin; VIIA grubunun hidrojenli bileşiklerinin asitlik kuvvetleri;

HI > HBr > HCl > HF şeklindedir

HX şeklinde bir asidin kuvvetinin periyodik cetvelde grup ve periyot içindeki değişimi H–O–Z genel formülü ile gösterilebilen oksi asitlerin (oksijen atomu içeren asitler) kuvveti Z elementinin elektronegatifliğine bağlıdır Z' nin elektronegatifliği arttıkça, H–O bağındaki elektronları çekme eğilimi artar Bu H-O bağının polarlığını arttırır ve molekülden H+ iyonunun kopmasını kolaylaştırır Sonuç olarak; HOZ molekülünde Z' nin elektronegatifliği arttıkça molekülün asitlik kuvveti artar Örneğin; Cl atomu, I atomundan daha elektronegatiftir Öyleyse HOCl ve HOI asitlerinin kuvvetlilik sırası;

HOCl > HOI şeklindedir

Eğer Z atomuna elektronegatifliği yüksek, daha fazla atom bağlanırsa, bu durum Z' nin H–O bağındaki elektronları daha çok çekmesine neden olur Bu da asidi kuvvetlendirir

Oksijen, klordan daha elektronegatiftir Cl a bağlanan O atomlarının sayısı arttıkça, asitlik kuvveti artacak ve bu asitlerin kuvveti;

HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO şeklinde olacaktır

BAZLIK KUVVETİ MOLEKÜL YAPISI İLİŞKİSİ
Bir periyotta bulunan elementlerin oluşturdukları bileşiklerin bazlık karakteri soldan sağa doğru azalır 2 periyottaki elementlerin oluşturdukları; NH3, H2O, HF bileşiklerinin bazlık karakteri

NH3 > H2O > HF şeklindedir

Bir periyotta bulunan metal hidroksitlerinin bazlık kuvveti metalin elektronegatifliğine bağlıdır Metalin elektronegatifliği ne kadar düşükse baz o kadar kuvvetlidir Buna göre 3 periyot metallerinin bazlık kuvveti; NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 şeklinde sıralanır Aynı grupta bulunan elementlerin elektronegatiflikleri yukarıdan aşağıya doğru azalır Bu nedenle bu elementlerin oluşturdukları bazların kuvveti yukarıdan aşağıya doğru artar IIA grubu metallerinin bazlarının kuvvetleri

Ba(OH)2 > Sr(OH)2 > Ca(OH)2 > Mg(OH)2 > Be(OH)2 şeklindedir

ASİT VE BAZLARIN DEĞERLİĞİ
Bir asit molekülünün suda oluşturabildiği proton (H+) sayısına o asidin değerliği denir Örneğin; bir HCl molekülü suda bir tane H+ oluşturduğundan bir değerlidir

Bir bazın değerliği, bazın bir molekülünün suda oluşturduğu OH– iyonu (veya yapısına katabildiği proton) sayısına eşittir Buna göre, NaOH ve KOH bir değerli, Ba(OH)2 iki değerli bazdır

Bazı asit ve bazların değerlikleri aşağıda verilmiştir

Asidin formülü Asidin adı Değerliği

HCl Hidroklorik asit 1

HNO3 Nitrik asit 1

H2SO4 Sülfürik asit 2

H3PO4 Fosforik asit 3

H4P2O7 Pirofosforik asit 4

Bazın formülü Bazın adı Değerliği

NaOH Sodyum hidroksit 1

KOH Potasyum hidroksit 1

Ba(OH)2 Baryum hidroksit 2

Al(OH)3 Alüminyum hidroksit 3

NH3 Amonyak 1

Elementlerin oksitlerinin asit veya baz değerlikleri suda oluşturduklarında asit ya da bazın değerliğine eşittir

N2O5 + H2O → 2HNO3 (1 değerli asit)

CO2+ H2O → H2CO3 (2 değerli asit)

BaO + H2O → Ba(OH)2 (2 değerli baz)

Fe2O3 + 3H2O → 2Fe(OH)3 (3 değerli baz)

METAL OKSİTLERİN BAZLIK KARAKTERİ
Metal oksitleri, su ile tepkimeye girerek metal hidroksitleri oluşturur

Bir metal hidroksidin (MOH) baz olarak davranabilmesi için suda M+ ve OH– şeklinde iyonlaşması gerekir Bunun için metal ile oksijenin elektronegatiflik (veya iyonlaşma enerjisi) farkı fazla olmalıdır O hâlde M metalinin iyonlaşma enerjisi ne kadar düşük ise metal hidroksidin bazlık karakteri o kadar fazla olur Bu nedenle iyonlaşma enerjisi düşük olan IA, IIA grubu metallerin hidroksitlerinin tümü kuvvetli bazdır Ancak grubun alt sıralarında bulunan, yani iyonlaşma enerjisi düşük metallerin hidroksitleri üst taraftaki metal hidroksitlerden daha güçlü bazdır IIIA grubundaki metallerin hidroksitlerinin bazlık karakterleri oldukça zayıftır

AMETAL OKSİTLERİN ASİTLİK KARAKTERİ
Bir ametal oksidin (XmOn) su ile tepkimesinden oluşan bileşiği HOX şeklinde gösterilirse bileşikte elektronegatiflikleri yüksek olan X ve O ametalleri arasındaki bağda yük dağılımı azdır Ancak elektronegatiflikleri farkı fazla olan H ve O atomları arasındaki bağda yük dağılımı daha çoktur X ametalinin elektronegatifliği arttıkça H – O bağındaki kutupluluk da artar Bu da HOX'in suda H+ ve OX– şeklinde iyonlaşmasını kolaylaştırır Yani ametal oksitlerinin ya da hidroksitlerinin asitlik karakteri ametalin elektronegatifliği arttıkça artar

ASİTLER VE BAZLARIN GENEL ÖZELLİKLERİ
Asitlerin ortak özellikleri şunlardır

1 Suda çözündüklerinde iyon oluştururlar Bu nedenle asitlerin sulu çözeltileri az ya da çok elektrik akımını iletir

2Tatları ekşidir Limonun ekşiliği içindeki sitrik asitten, sirkenin ekşiliği içindeki asetik asitten ileri gelir

3Boya maddelerine etki ederler Örneğin; turnusol boyasının rengini kırmızıya dönüştürürken, fenolftalein boyasını renksizleştirirler

4 Aktif metallerle tepkimeye girerek hidrojen gazı oluştururlar

Bu tepkimeyi alkali ve toprak alkali metallerin tümü ile Fe, Zn ve Al gibi soy olmayan metaller verir

Cu, Hg ve Ag gibi yarı soy metallere yapısında oksijen bulunmayan HCl, HBr gibi asitler etki etmez Bu metallere HNO3 ve H2SO4 gibi kuvvetli asitler etki eder Ancak bu tepkimelerde asitler asit olarak değil yükseltgen olarak etki eder Yani bu tepkimelerde H2 gazı değil H2O oluşur Au ve Pt gibi soy metallere asitlerin hiçbiri yalnız başına etki edemez

5 Karbonat ve bikarbonatlarla tepkimeye girerek CO2 gazı oluştururlar

6 Bazlarla birleşerek tuz ve su oluştururlar Bir asidin hidrojeni yerine metal veya amonyum iyonunun geçmesiyle oluşan bileşiğe tuz denir Bir asit bazla birleştiğinde hem asit hem de baz özelliklerini kaybeder Bu nedenle asitlerle bazlar arasındaki tepkimelere nötrleşme tepkimesi denir

Nötrleşme, gerçekte H+ ve OH– iyonlarının birleşerek H2O oluşturmaları olayıdır Bu nedenle nötrleşmenin net iyon denklemi;

H+(suda) + OH–(suda) → H2O(s)

asit baz nötr şeklindedir

Asitler, yalnız bazlarla değil, bazik oksitlerlerle (metal oksitlerle) de tuzları oluşturur

7 Asit oksitlerin su ile tepkimeleriyle elde edilirler

SO3(g) + H2O(s) → H2SO4(suda)

Bazların Özellikleri
1 Suda iyon oluşturarak çözünürler Çözeltileri elektrik akımını iletir

2 Tatları acıdır Sabun köpüğünün acılığı yapısındaki sodyum hidroksitten, karabiberin acılığı yapısındaki piperidin bazından ileri gelir

3 Boya maddelerine etki ederler Kırmızı turnusolu mavi, renksiz fenolftaleini pempe yaparlar

4 Amfoter metallerle (Zn, Al, Pb, Sn) tepkimeye girerek hidrojen gazı oluştururlar

Al, Pb ve Sn da amfoter özellik gösterir Bu elementlerin hem kendileri hem de oksitleri ve hidroksitleri amfoter özellik gösterir

5 Elle tutulduklarında kayganlık hissi verirler Sabunun, yumurta akının ve deniz suyunun kayganlıkları yapılarındaki bazlardan kaynaklanır

6 Asitleri nötrleştirirler Yani asitlerle veya asit oksitlerle tuzları oluştururlar

7 Metal oksitlerin su ile tepkimesinden elde edilirler

Suyun İyonlaşması, pH ve pOH
Arı su pratik olarak elektriği iletmez Ancak duyarlı araçlarla yapılan iletkenlik ölçümleri, arı suyun çok az oranda da olsa elektriği ilettiğini göstermektedir Buna göre, arı su çok düşük oranda da olsa iyonlarına ayrışmaktadır Yani arı suda su moleküleri ile ayrışan su moleküllerinin oluşturduğu hidrojen ve hidroksit iyonları arasında bir denge vardır

H2O(s) →H+(suda)+OH–(suda) ∆H = +57,3 kJ

Bu dengeye ilişkin denge sabitine suyun iyonlaşma sabiti denir ve Ksu ile gösterilir Bir dengede saf katılar ve sıvıların sabit olan derişimlerinin denge sabitinin içinde gizli olduğu hatırlanırsa Ksu ifadesi;

Ksu= [H+] [OH–] şeklinde yazılabilir

Ksu yun 25°C taki nicel değeri 1x10–14 'tür Diğer denge sabitlerinde olduğu gibi, Ksu yun değeri sıcaklığa bağlıdır Suyun iyonlaşması endotermik olduğundan sıcaklık arttıkça Ksu yun değeri de artar

Asitler suda çözündüklerinde H+ iyonu oluşturur Bu nedenle asit çözeltilerinin hidrojen iyonu derişimi arı suyunkinden (10–7 M) büyüktür Bazlar suda OH– iyonu oluşturarak çözündüklerinden, baz çözeltilerinin hidroksit iyonu derişimleri 10–7 M dan büyüktür

Asit çözeltileri için Baz çözeltileri için

[H+] > [OH–] [OH–] > [H+]

[H+] > 10–7 M [OH–] > 10–7 M

[OH–] < 10–7 M [H+] < 10–7 M

Bir sulu çözelti ister nötr, ister asit veya baz olsun ortamdaki hidrojen ve hidroksit iyonları derişimleri çarpımı suyun denge sabitine eşittir [H+][OH–] çarpımının sabit kalması için [H+] ile [OH–] nin ters orantılı değişmesi, yani, ortamın [H+] arttırılırsa [OH–] nin azalması gerekir
[H+] = ax10–x M (1 ≤ a ≤ 10) olan bir çözeltinin pH' si x-loga' dır

[H+] = 2x10–5 M olan asit çözeltisinin pH' si de

5–log2 = 5 – 0,3 = 4,7'dir (0,3 sayısı 2'nin 10 tabanına göre logaritma cetvelinden alınan değeridir)

Asitlerin pH değerleri 7'den küçük, bazların pH değerleri 7'den büyüktür pH değeri 7'den küçüldükçe asitlik kuvvetlenir pOH 7'den küçüldükçe bazlık kuvvetlenir Nötr ortamın pH' si ise 7'dir Bir çözeltinin pH ve pOH' si arasındaki ilişki şöyledir:

pH + pOH = 14

NÖTÜRLEŞME TEPKİMELERİ

Bir asit çözeltisine bir baz çözeltisi eklendiğinde yada tersi yapıldığında çözeltilerin asitlik bazlık özelliklerinde azalma olur Eşit mol sayısında H+ ve OH— iyonları içeren çözeltiler karıştırıldığında çözeltilerin asitlik ve bazlık özellikleri tamamen kaybolur Bu olaya nötürleşme denir Nötrleşmenin iyon denklemi

H+ + OH-- → H2O dur

Karıştırılan çözeltilerde asidin oluşturduğu H+ nin iyonunun mol sayısı, OH— iyonunun mol sayısına eşit değilse kısmi nötrleşme olur

ise çözelti asidik

ise çözelti baziktir

TUZLAR

1 Tuzlar iyon yapılı bileşiklerdir

2 Suda iyonlaşarak çözündükleri için çözeltileri elektrik akımını iletir

3 Katı halde elektrik akımını iletmezler Ancak ısı etkisi ile eritilmiş halleri ile sulu çözeltileri elektrik akımını iletir

HİDROLİZ
Bir tuzun suyla etkileşerek H+ ve OH- iyonu oluşturmasına hidroliz(su ile ayrıştırma) denir Bir tuzun su ile hidroliz olabilmesi için yapısında zayıf asit anyonu yada katyonu bulunması gerekir Kuvvetli asit ve bazdan oluşan tuzlar suda hidrolize uğramaz

OKSİTLER
Elementlerin oksijenle yaptıkları bileşiklere oksit denir Oksitlerde oksijenin değerliği (-2) dir Oksijenin pozitif değerlik aldığı OF2 oksit olarak kabul edilmez Oksitler özelliklerine göre 6 gruba ayrılır

Asit oksitler:Ametallerin oksitleri suda çözündüğünde asitleri oluşturur Bu nedenle ametal oksitlere asit oksit denir CO2, SO3, N2O5 gibi oksitler asidiktir

Bazik oksitler: Metal oksitlerdir Su ile metal hidroksitleri oluşturur Na2O, CaO, BaO gibi oksitler baziktir

Nötr oksitler: Bazı ametal oksitleri( CO, N2O, NO gibi) su ile asit yada baz oluşturmaz Bu tür oksitlere nötr oksit denir Asitler, bazlar ve suyla tepkime vermezler

Amfoter oksitler: Hem asitleri hem de bazları nötrleştirebilen oksitlerdir ZnO, Al2O3, PbO, SnO, Cr2O3 gibi oksitler amfoter özellik gösterir

Peroksitler: Oksijen yüzdesi yüksek olan oksitlerdir Hidrojen peroksit(H2O2), sodyum peroksit (Na2O2) gibi

Bileşik oksitler: Aynı elementin değişik değerlikli oksitlerinin oluşturduğu bileşiklerdir

Fe3O4(manyetit), FeO ile Fe2O3 den oluşan bileşik oksittir