|
New Page 3
ASİTLER ve BAZLAR
Anorganik kimyada bileşikler;
- Asitler
- Bazlar
- Tuzlar
- 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.
3.Lewis(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.
ASİT VE BAZLARIN KUVVETİ
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.
2.Tatları ekşidir. Limonun ekşiliği içindeki
sitrik asitten, sirkenin ekşiliği içindeki asetik asitten ileri gelir.
3.Boya 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.
pH ve pOH
Sulu çözeltilerin hidrojen ve hidroksit derişimleri
genel olarak çok küçük sayılardır. Bunları üslü sayılarla göstermek yerine
pH ve pOH olarak bilinen yeni bir gösterim biçimi geliştirmiştir. Buna göre
bir çözeltinin H+ molar derişiminin negatif logaritmasına çözeltinin pH' si;
OH- molar derişiminin negatif logaritmasına çözeltinin pOH' si denir.
pH = -log[H+] pOH = -log[OH-]
[H+] = 1x10-x M olan bir çözeltinin pH' si x tir.
Örneğin; arı suyun hidrojen iyonu derişimi 1x10-7 M' dır. O hâlde arı suyun
pH si 7 dir.
[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.
büyük ise çözelti asidik
küçük 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.
|
