BÖLÜM 10 ASİTLER ve BAZLAR

Günümüzde,dört değişik asit-baz kavramı kullanılır ve duruma en uygun olan kavram kimyacı tarafından seçilir.

Sulu çözeltilerinde turnusol kağıdını kırmızıya dönüştüren, bazları nötrleştiren ve tatları ekşi olan maddelere asit denir. Sulu çözeltilerinin tadı acı olan, turnusol kağıdını maviye dönüştüren, asitleri nötrleştiren maddelere baz denir.

Asitler, bazlar ve tuzlar 1834’te Faraday tarafından elektrolitler olarak adlandırıldı. 1838’te Justus Von Liebit, asitlerin metallerle yer değiştirebilen hidrojen içeren bileşikler olduğunu önerdi. 1884’te suyun iyonlarına ayrıştırıcı bir çözgen olduğu önerildi. Sulu ortamdaki H+ (aq) özelliği bilinmiyordu.

Günümüzde, sulu çözeltide iyonlaşarak hidronyum iyonu, H+ (aq), oluşturan maddelere asit, sulu çözeltide iyonlaşarak hidroksit iyonu, OH- (aq), oluşturan maddelere baz denir.

Herhangi bir kuvvetli asidin seyreltik çözeltisi, kuvvetli bir bazın seyreltik çözeltisi ile nötralleştirildiğinde, nötrleşme entalpisi sabittir. Zayıf bir asidin anyonu ve zayıf bir bazın katyonundan az çözünen bir tuz oluşursa tepkime entalpisi farklı olur. Çünkü, burada toplam entalpi, nötralleşme yanında, zayıf asit ve bazın iyonlaşması ve az çözünen tuzun çökmesi ile ilgili ısı değişmelerini kapsar.

Arrehenius asitlerinin ortak özelliği H+ (aq) iyonunun özelliğidir. Kimyasal özellikler, asitlerin aktif metallerle ve bikarbonat iyonu ile vermiş olduğu reaksiyonlardır.

Arrehenius bazlarının özelliği ise;

Çoğu metal oksitleri, su ile tepkimeye girerek asitleri oluşturur. Bu ametal oksitlere asidik oksitler veya asit anhidritler denir.

Bazı metal oksitleri ise suda çözünerek hidroksitleri oluşturur. Bunlara bazik oksitler de denir.

Asit oksitler ve bazik oksitler susuz ortamda reaksiyona girerek tuzları oluştururlar.

Arrehenius kavramı sadece su ve sulu çözeltiler içindir ve sınırlıdır. Sonraları daha genel ve susuz ortamdaki tepkimelerede uygulanabilen kavramlar geliştirilmiştir. Arrehenius-su kavramı başka sistemlere de uygulanabilir. Asit çözücüye özgü katyonu veren, baz çözücüye özgü anyonu oluşturan maddedir. Böylece çözücü sisteminin asidi ile bazı reaksiyona girdiğinde oluşan ürünlerin bir tanesi çözücünün kendisidir.

Çözücü Asidik iyon Bazik iyon Tipik asit Tipik baz

H2O

H3O+(aq),

(H+.H2O)

OH-

HCl

NaOH

NH3

NH4+

(H+. NH3) NH2- NH4Cl Na NH2

NH2OH

NH3OH+

(H+.NH2OH) NHOH- NH2OH. HCl

(NH3OH+.Cl-

K(NHOH)

SO2

SO2+2 SO3-2 SOCl2 Cs2SO3

N2O4

NO+ NO3- NOCl AgNO2

COCl2

COCl+ Cl- (COCl)AlCl4 CaCl2

Sıvıların elektriksel iletkenliği, kendi kendine iyonlaşmalarından ileri gelir.

Asit-baz reaksiyonlarını incelemek için indikatörler kullanılır. Fenolftalein, sıvı amonyak çözeltisinde, potasyum amid (KNH2) ilavesiyle kırmızı renklidir.

Amid iyonunun reaksiyonları hidroksil iyonunun reaksiyonlarına benzer.

10.1 Brönsted-Lowry Asit Baz Kavramı

1923’de Johannes Brönsted ve Thomas Lowry birbirlerinden bağımsız olarak geniş kapsamlı asit-baz kavramı önerdiler. Buna göre, proton veren maddelere asit, proton kabul eden maddelere baz denir. Bu tanıma göre, asit-baz reaksiyonunda asitten baza bir proton aktarılır. Buna göre,

Bu teoriye göre asitler ve bazlar molekül yada iyon olabilirler. Bir protonun alınması veya verilmesi ile birbirine dönüşebilen bu gibi asit-baz çiftlerine konjuge asit-baz çifti denir. NH4+, NH3’ün konjuge asidi, NH3 ise NH4+ asidinin konjuge bazıdır. Bazı tepkimelerde asit, bazı tepkimelerde ise baz olarak görev yapabilen birçok molekül ve iyon bulunmaktadır; bu gibi maddelere amfiprotik maddeler denir. Örneğin, amonyakla su tepkimesinde; su asit görevinde, asetik asit olan tepkimede ise su bir bazdır.

Brönsted kavramına göre, asitlerin kuvvetliliği proton verme yatkınlığına, bazların kuvvetliliği ise proton alma yatkınlığına bağlıdır.

Asit ne kadar kuvvetli ise bazı o kadar zayıftır. Baz ne kadar kuvvetli ise konjuge asiti o kadar zayıftır.

Asit – baz tepkimesinde; denge daha zayıf olan asidin ve daha zayıf olan bazın oluşması lehinedir.

Brönsted kavramı Arrhenius kavramının genişletilmiş şeklidir. Kuvvetli asitler; örneğin HCl kuvvetli elektrolit gibi davranırlar. Yani, bu asitler suda hemen hemen % 100 oranında iyonlaşarak H3O+derişimi düşüktür. Brönsted kavramı, Arrhenius ‘a göre çok geniştir ve sade OH- iyonu Brönsted bazı olarak Arrhenius kavramına girer. Arrhenius Kavramına göre kuvvetli bazlar suda tamanen iyonlaşırlar ve OH- iyonu gibi derişiminin yüksek olduğu çözeltiler oluştururlar. Aslında NaOH gibi bileşikler saf halde de iyonik olup NaOH molekülleri yoktur.

10.2 Hidroliz

Bir iyonun, H3O+ veya OH- iyonu oluşturmak üzere su ile verdiği reaksiyona hidroliz denir. Suda baz gibi davranabilen anyonlar hidroliz tepkimesini temsil ederler.

Bir anyonun hangi oranda hidrolize gireceği anyonun bazlık kuvvetine bağlıdır ve çözeltideki OH- iyonu ile anyonun bağıl derişimleri hidrolizin ne oranda gerçekleştiğinin bir göstergesidir. Yüksek oranda hidroliz olan anyonlar, konjuge asitleri zayıf olan kuvvetli bazlardır.

Bazı anyonlar, mesala Cl- hiç hidrolize giremez. Zayıf baz olduğu için sudan proton alamaz.

Konjuge asitler, H3O+ dan daha kuvvetli olan anyonlar suda hidroliz tepkimesi vermezler.

Asetatın hidrolizi:

Hidrojen içeren bazı katyonlar, hidroliz tepkimesine girerek H3O+ oluştururlar.

10.3 10.3 Asitlik Kuvveti ve Molekül Yapısı

Asitler kovalent hidrürler ve oksiasitler olmak üzere iki ana sınıfa ayrılır.

10.3.1 Hidrürler

Hidrojenin başka elementle yaptığı kovalent bileşiklere hidrür denir. Örneğin, H2S, HCl, gibi. Bir elementin hidrürünün asitlik kuvvetini başlıca iki faktör etkiler; elementin elektronegatifliği ve atom büyüklüğüdür.

· Aynı periyotta bulunan elementlerin hidrürleri için asitlik kuvveti soldan sağa doğru artar. Aynı elektronegatiflik kuvvetinin artışı gibidir. Elektronegatifliği yüksek olan elementler, elektronları hidrojenden kendine doğru çektiği için hidrojen proton şeklinde kolaylıkla açığa çıkar. İkinci periyotta bulunan azot, oksijen ve florün elektronegatiflikleri şöyledir;

N < O < F

Hidrürlerinin asitlik kuvveti;

NH3 < H2O < HF

Üçüncü periyotta bulunan ; fosfor, kükürt ve klorün elektronegatifliği şöyle

değişmektedir.

P < S < Cl

Asitlik kuvveti ise ,

PH3 < H2S < HCl

· Aynı grupta bulunan elementlerin hidrürlerinde asitlik kuvveti, merkez atomun büyüklüğü artıkça artar. VI A ve VII A grubu elementi hidrürlerinde asitlik kuvveti ;

H2O < H2S < H2Se < H2Te

HF < HCl < HBr < HI

H2O ve HF en zayıf asit ve elektronegatif, o halde merkez atom büyüklüğü önemlidir. Atom büyüklüğünün etkisi, elektronegatiflik etkisini bastırır. Çünkü, merkez atomu büyük olan bir hidrürün proton vermesi, merkez atomu küçük olan hidrürün proton vermesinden daha kolaydır. Aynı periyotta bulunan elementlerin hidrürlerinde merkez atomun boyutlarındaki farklar ihmal edilebilir. Halbuki aynı grupta bulunan atomların hidrürleri karşılaştırıldığında merkez atom büyüklüğü önemlidir. Florün atom yarıçapı 71pm, iyodun yarıçapı 133 pm dir. HF zayıf asit, HI ise kuvvetli asittir.

10.3.2 Oksiasitler

H-O-Z

Oksijene bağlı hidrojen asit karakterlidir. Asitlik kuvveti Z atomunun elektronegatifliğine bağlıdır. Z atomu, düşük elektronegatifliğe sahip bir metal ise baz, Z atomu, yüksek elektronegatifliğe sahip bir metal ise asit özellik gösterir.

Elektronegatiflik sırası I < Br < Cl olan atomların oksi asitlerinin asitlik kuvveti şöyledir; HOI < HOBr < HOCl

Z atomuna bağlı olan oksijenlerin sayısı ne kadar çok ise, asit o kadar kuvvetlidir.

Asitlik artikça merkez atomun formal yüküde artar.

Fosfor içeren oksiasitlerin hepsi zayıf asit olup, asitlik kuvveti hemen hemen aynıdır.

(HO)mZOn genel formülüne sahip olan asitlerin kuvvetlikleri n değeri ile ilşikilendirilebilir.

· n = 0 ise asit çok zayıf bir asittir. HOCl, (HO)3B

· n = 1 ise asit zayıf bir asittir. HOClO, HNO2 , (HO)2SO2 , (HO)3PO

· n = 2 ise asit kuvvetli bir asittir. HOClO2, HONO2 , H2SO4 ,

· n = 3 ise asit çok kuvvetli bir asittir. HOClO3, HOIO3,

Elektron çekici grupların etkisi, organik asitlerde de görülür.

10.4 Lewis Kuramı

Brösted, kuramında bir baz bir protonu çekebilen ve tutabilen paylaşılmamış elektron çiftine sahip bir molekül yada iyondur. Asit ise proton sağlayabilen maddedir. Eğer bir molekül yada bir iyon, bir elektron çiftini bir proton ile ortaklaşa kullanabiliyorsa, aynı işi diğer maddelerle de yapabilir.

Gilbert N. Lewis 1923 – 1938 yıllarında asit- baz olayını protondan bağımsız geliştirmiştir. Lewis bazı; ise sahip olduğu paylaşılmamış elektron çifti ile bir atom, molekül yada iyon ile kovalent bağ oluşturabilen bir maddedir. Lewis asidi; bir bazdan elektron çiftini kabul ederek kovalent bir bağ oluşturabilen bir maddedir.

Brösted, kuramına göre baz olan maddeler, Lewis kuramına göre de bazdır. Ancak, Lewis asit tanımı, çok sayıda maddeyi kapsar. Lewis asidinde bazın elektron çiftini kabul edebilecek boş bir orbitalin bulunması gerekir.

Lewis asitleri, oktetleri tamamlanmamış olan atom yada molekülleri kapsar. Yani, değerlik kabuğunda elektron eksiği olan ve koordinasyon sayısını artırabilen merkez atom içeren bileşikler Lewis asidi olarak davranır.

Alüminyum klorür dimer şeklinde bulunur. Alüminyum atomunun oktetini tamamlamak için de klor elektronunu verir.

Değerlik kabuğunu genişletebilen merkez atomlarıa sahip olan bileşikler, bu genişlemenin oluştuğu tepkimelerde Lewis asitleridir. Merkez atomlarında bir veya daha çok sayıda çoklu bağı olan SO2 , SO3 ve CO2 gibi moleküller de Lewis asididir.

Maden filizindeki silikayı (SiO2) silikat (SiO3) olarak uzaklaştırabiliriz. Cam, seramik ve çimento yapımında kullanılan yöntemdir. Lewis asidinde dikkati protonda toplayan Arrhenius ve Brönsted çiftleri Lewis terimleriyle yorumlanabilir.

Primer Lewis asidi olan protonu sağladığından Brönsted asidine sekonder Lewis asidi denilmektedir. Brönsted asidi, Lewis asidinin (proton) daha önceden bir bazla birleşmiş olduğu bir kompleks bileşik olarak yorumlanır. Bu tepkimeye bu bazın, daha kuvvetli olan diğer bir bazla yer değiştirme tepkimesi olarak bakılır.

Tüm Brönsted asit-baz tepkimeleri, Lewis bazı yer değiştirme tepkimeleridir.

Lewis Bazları; bütün anyonlar Lewis bazıdır. Su, alkol, eter gibi ortaklanmamış elektron çifti bulunduran moleküller Lewis bazıdır. Metaller, koordine kovalent bağ yapan alkin, alken, Lewis bazıdır. Baz çekirdeğe elektron çifti verdiğinden, buna yunancada çekirdek seven anlamına geldiğinden nükleofil adı verilir. Bazların yer değiştirme reaksiyonları, nükleofilik yer değiştirme reaksiyonlarıdır. Lewis asitleri, bir bazla olan reaksiyonlarında elektron çifti aldıklarından elektrofil denir ve reaksiyonları da elektrofiliktir.

Ödev: NH4Cl, NaNH2 ile sıvı NH3 te NaCl ve NH3 oluşturacak şekilde tepkimeye girer. Brönsted, Lewis ve çözgen sistemlerine göre asit-baz kavramı açıklayınız.

10.5 Lux-Flood Asit – Baz Teorisi

1939’da Lux, 1947 de Flood, bir teori ileri sürdüler. Buna, göre asitler oksit iyonu olan maddelerdir. Bazlar ise oksit iyonu veren maddelerdir.

10.6 10.6 Asitlik Kuvveti

Ayrışma sabiti büyük olan asit ve bazlara kuvvetli, küçük olan asit ve bazlar ise zayıf olarak bilinir.

Suda tamamen iyonlaşabilen asitlere ( HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 ) kuvvetli asit, tamamen iyonlaşamayan (HNO2, CH3COOH, HCN, H3PO4 ) asitlere zayıf asit denir.

Kuvvetli bazlar sulu çözeltisinde tümüyle iyonlarına ayrışabilen alkali ve toprak alkali metallerin hidroksitleridir.

10.7 10.7 Suyun İyonlaşması, pH ve POH

PH tanımı: Bir çözelti ortamının pH’ı çözelti ortamında bulunan H+ iyonu molar derişiminin on tabanına göre negatif logaritmasıdır.

Örnek: pH = 5.643 olan çözeltinin C nun molar derişimi nedir ?

Cevap : 2.28´10-6 iyon.g. / litre

POH tanımı: Çözelti ortamında bulunan OH- iyonu molar derişiminin on tabanına göre negatif logaritmasıdır.

10.8 10.8 Zayıf Asit ve Zayıf Bazların İyonizasyonu

Zayıf asit

Örnek: 0.05 M CH3COONa çözeltisinin pH’ı nedir ? Benzoik asit için Ka = 6.37´10-5

Cevap : pH = 8.45

Ödev: 0.01 M sodyum asetat çözeltisinin 20oC da;

a) Hidroliz sabitini hesaplayınız. (Kb = Ksu/ Ka = 5.5´10-5)

b) Hidroliz derecesini hesaplayınız. (Kb =x2/ [(1-x).(1/c)] =x2.0.01/ (1-x) = 5.5´10-5 ise

x= % o.0235

c) Hidrojen iyonu derişimini hesaplayınız. ( 4.266´10-9 iyon .g. /lt)

d) pH ını hesaplayınız. (Ka = 1.82´10-5) ( pH = 8.37

Zayıf Baz:

Ödev: 0.01 M pridin çözeltisinin pOH’ı nedir ? Kb = 1.6´10-9 ( OH derişimi= 5.4)

10.9 10.9 Poli Asitlerin İyonlaşma Basamakları

10.10 Kuvvetli Asit ve Zayıf Bazdan Oluşan Tuzların Hidrolizi

Ödev: 0.2 M NH4Cl çözeltisinin pH değeri nedir? (NH3 için Kb = 1.85. 10-5)

Cevap: pH = 5

10.11 Zayıf Asit ve Zayıf Baz Tuzunun Hidrolizi

Ödev: 0.02 M NH4COOCH3 pH = ? (Ka = 1.85.10-5, Ka = 1.85.10-5) ( Cevap: PH = 7)

10.12 İndikatörler

Bir çözeltide hidrojen iyonlarının derişimine göre belirli bir renk oluşturan zayıf asit ve zayıf baz özelliğindeki organik boyar maddelere indikatör denir. Organik boyar maddelerin indikatör olarak kullanılabilmesi için renk değişiminin dar bir pH alanında olması gereklidir. Asit ve baz olarak ikiye ayrılırlar. Herhangi bir çözeltinin pH’ının yaklaşık olarak bulunmasında kullanılır.

10.13 Tampon Çözeltiler

Dışarıdan hidrojen veya hidroksil iyonu katıldığı halde çözelti ortamının pH’ında önemli bir değişme yoksa böyle çözeltilere tampon çözelti denir. Su ile seyreltiklerinde de pH’ını korurlar. Zayıf asit ve bu zayıf asidin tuzu bir tampon sistemi oluşturur.

Ödev: 0.6 molar satik asit ile 0.3 molar sodyum asetat içeren bir tampon çözeltinin pH’ı nedir? Bir litre tampon çözeltiye 0.1 mol HCl katılırsa pH ne olur?