ÜÇÜNCÜ HAFTA Asitler ve bazlar. Asit baz tanımları. Hidroliz. İyonik denge, pH ve pOH. 1

ASİTLER VE BAZLAR, İYONİK DENGE Asitler ve bazlar kimyada çok geniş bir yer tutarlar. Çoğu kimyasal reaksiyon asit veya bazların yardımıyla gerçekleşir. İnsan vücudunda mide hidroklorik asit (HCl) salgılar. Sülfürik asit (H2SO4), hidroklorik (HCl), nitrik asit (HNO3) ile sodyum hidroksit (NaOH), amonyak (NH3), sönmüş kireç: Kalsiyum hidroksit: Ca(OH)2 endüstride çok fazla kullanılmaktadır. İlk asit tanımı, tadı acı, mavi turnusolu kırmızıya çeviren, bazı metaller (Mn, Zn, Fe,... gibi) ile birleşince hidrojen gazı açığa çıkaran maddelerdir şeklinde idi. Baz da sabunumsu, kırmızı turnusolu maviye çeviren madde olarak tanımlanıyordu.

Asit-baz tanımları Arrhenius; sulu çözeltiye proton veren asit, hidroksit iyonu veren de bazdır diye yapmıştır. Asit baz tanımı daha genel bir anlamda bugün çok kullanışlı olan Lowry-Brönsted tanımıdır. Ortam ne olursa olsun (sulu veya susuz) proton veren asit, proton alan da bazdır. Lewis’e göre ortaklanmamış bir elektron çifti alan asit, ortaklanmamış bir elektron çifti veren de bazdır.

Susuz ortamda gerçekleşen proton alış verişi:

Konjuge asit-baz tanımı Lowry-Brönsted’e göre asit-baz tarifindeki en çarpıcı nokta bir asidin bir proton kaybederek yeni bir bazı konjuge bazını, bir bazın bir proton alarak yeni bir asidi konjuge asidini oluşturmasıdır. Bir başka ifadeyle bir asidin konjuge bazını bulmak için molekül formülünden bir proton çıkarılır. Bir bazın konjuge asidini bulmak için de ona bir proton eklenir.

Konjuge asit-baz örnekleri

Basit Asitler Basit asitler biri hidrojen olmak üzere iki cins atomdan ibaret olan asitlerdir. Basit asitlerin adlandırılması; hidro diğer atomun adı ik şeklinde yapılır. Asit kuvvetliliği de periyodik tabloda yukarıdan aşağıya doğru indikçe artar:

Basit asitlerde asit kuvvetliliği soldan sağa gittikçe artar:  Artan asit kuvvetliliği (zayıf baz) (amfoter) (asit)

Amfoterlik hem asit hem de baz Özelliğine aynı anda sahip olmaktır.

Okso asitler Anyonunda oksijen ve bir başka atom bulunduran asitlerdir.

Okso asitlerin kuvvetliliği Hidrojen ve oksijen dışında üçüncü atomun elektronegatifliği arttıkça asit kuvvetliliği artar. Aynı cins merkez atomlu asitlerde, merkez atomun yükseltgenme sayısı arttıkça asit kuvvetliliği artar. Okso asitlerde, Periyodik tabloda soldan sağa gittikçe bazlık azalır, asitlik artar. Oksoasitlerde periyodik tabloda yukarıdan aşağı inildikçe bazlık artar.

Bazı Asitlerin Elde Edilişi Derişik sülfürik asidin nitrat, florür, klorür, asetat tuzlarına etkisiyle elde edilir. 2. HCl ve HF elementlerinden elde edilebilir. 3. HI ve HBr tuzları üzerine derişik fosforik asit etki ettirilerek elde edilirler: 4. H2SO4, sülfürlü filizlerin havada yakılmasıyla oluşturulan SO3 gazından elde edilir. 5. HNO3 azot ve hidrojenin reaksiyonuyla oluşturulan amonyaktan elde edilir. 6. Asit anhidritlerinin su ile reaksiyonundan asitler ele geçer.

Nötralleşme reaksiyonları Bir asit ve bazın reaksiyonuna nötralleşme reaksiyonu denir. Proton ve hidroksit iyonu birleşerek su oluştururken, asidin anyonu ile bazın katyonu da tuz oluşturur: KOH (aq) + HCl(aq)  KCl(aq) + H2O

Hidroliz Tuzlar bir asidin anyonu ile bir bazın katyonundan oluşmuş maddeler olduğuna göre bunların su ile reaksiyonlarını incelediğimizde bazı iyonların sudan bir proton koparıp hidroksil iyonlarını serbest bıraktığını, bazılarının da sudan hidroksit iyonu koparıp protonu serbest bıraktığını görürüz. Böylece bazik veya asidik çözeltiler oluşur. Suyun hidrojen-oksijen bağının kırılarak yeni bileşikler oluşturmasına hidroliz denir.

İyonik Denge, pH ve pOH Asitlik ve bazlığı üslü sayılarla ifade etmek yerine küçük sayılarla vermek daha kullanışlıdır. Bunun için H+ veya OH- iyonları derişimleri yerine eksi logaritma değerleri alınır. Bu değerler pH ve pOH olarak adlandırılır. Tanım olarak; pH, eksi logaritma H+ derişimidir: pH = - log [H+] pOH, eksi logaritma OH- derişimidir: pOH = - log [OH-]