asİtler, bazlarve tuzlar asİtler, bazlar ve tuzlar ve bazlar(1).pdf · asİtler, bazlar ve tuzlar...

Asitler ve bazlar, madde sınıflamasının en önemli kavramlarından biridir. Bumaddeler tipik testlerle tanınır. Örneğin asitler, ekşimsi tatta(limon gibi), suluçözeltileri elektriği ileten, mavi turnusolu kırmızıya boyayan, aktif metallerle (Zn,Sn gibi), hidrojen gazı açığa çıkaran bileşiklerdir. Bazlar ise acımsı tatta, doku-nunca kayganlık duyusu veren (sabun gibi), asitleri nötrleştiren bileşiklerdir. Buözellikleri bileşiğin yapısıyla bağdaştırma yönündeki ilk yaklaşım 1880'li yıllardaSvante Arrhenius (1859-1927) tarafından yapılmıştı. Asitlerin, bazların ve tuz-ların sulu çözeltilerinin elektriği iletmesini çözeltide iyon varlığına bağlayanArrhenius şu hipotezi öne sürmüştü: "Suda iyonlaşıp H+ veren madde asit, OH−

veren madde bazdır.” Buna göre her asidin yapısında H+ halinde ayrılmaya elve-rişli hidrojen atom ya da atomları, bazın yapısında da hidroksil grubu (OH) bulunur.

Henüz iyonik ve kovalent bağın, atomun yapısının bilinmediği bir zamandaortaya konan bu düşünce, uzun süre olgunun tek açıklaması olarak kaldı. Amagiderek bu olgunun açıklayamadığı olgular birikti. İlk genel sorun, sulu ortamdaprotonun nasıl bulunduğuydu. Proton (H+), yarı çapı öteki pozitif iyonlardan yüzbinlerce kat küçük (10−13 cm), çok yoğun bir pozitif tanecikti. Bu iyon asitten nasılkopuyor ve suda nasıl bulunuyordu? İkinci sorun, yapısında hidroksil grubu yeralmadığı halde, amonyak (NH3), sodyum sülfür (Na2S), sodyum karbonat(Na2CO3) gibi maddelerin baz davranışı göstermesiydi. Ayrıca yapısında OHgrubu olduğu halde CH3OH, C2H5OH gibi birçok maddede baz özelliği göstermi-yordu. Atom ve moleküllerin yapısı aydınlatıldıkça asitlik ve bazlık kavramları dayeni içerikler kazandı.

Su çok az da olsa elektriği iletir. Araştırmalar, bu iletme saf suda var olanaşağıdaki iyon dengesinin neden olduğunu gösteriyor :

H2O(s) H+(aq) + OH−(aq)

Yine araştırmalar, H+ (proton) in suda tek başına değil, su moleküllerinebağlanmış olarak bulunduğunu, suda başlıca H3O+ (H+ + H2O) şeklinde olduğunudestekliyor.

H3O+ iyonuna hidronyum iyonu denir. Buna göre suyun iyon dengesi dahatam olarak şöyle yazılabilir :

H2O(s) + H2O(s) H3O+(aq) + OH−(aq)

Bu dengenin denge bağıntısı K = şeklindedir.2

2

3

]OH[]OH[]OH[ −+

87

ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR

5. BÖLÜMASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR

5.1 SU İYONLARI ve pH

Svante ARRHENIUS(1859 - 1927)

Elektrolitlerin ayrışmasıkonusunda çağını

aşandüşünceler üretenİsveç’li kimyacı Arrhenius,

1903’te Nobel Ödülünü aldı.Nobel ödülü aldığında

sonuçları şöyle tanıtıldı:“Kimyacılar ve fizikçiler busonuçları ne kimya,ne de

fizik olarak tanımladı. Bunlargerçekte bu ikisi arasındaköprüdür.” Büyük kimyacıfizikokimyanın temellerini

atmış oldu.

88

Bilindiği gibi sıvı suyun derişimi sabit bir değerdir; K ile sıvı H2O derişimi (ikisabit) birleştirilebilir.

K [H2O]2 = [H3O+] [OH−] = Ksu

25°C'de Ksu = 1 x 10−14' dir. Buna göre saf suda 25°C’de

[H3O+] = [OH−] = 1x10−7 M’dır.

Asit ve bazlar, işte bu iyon dengesindeki iyonlardaki birinin derişiminiçoğaltıp diğerini azaltan maddelerdir.Asitler, sulu çözeltilerine hidronyum iyonu (H3O+) derişimini artıran maddel-erdir.Bazlar, sulu çözeltilerinde hidroksil iyonu (OH−) derişimini artıran maddelerdir.Asitler, bir ya da daha çok hidrojen atomunun elektronegatifliği yüksek atom yada atom gruplarına bağlı olduğu moleküler yapılı maddelerdir. Bir asidi HA ilesimgelersek A, elektronegatifliği yüksek atom ya da atom grupları (Cl−, Br−,NO3

−, SO2−2, CO3

−2…) dır.

HA(aq) + H2O(s) H3O+(aq) + A−(aq)

Buna örnek olarak,

HI(aq) + H2O(s) H3O+(aq) + I−(aq)

HNO3(aq) + H2O(s) H3O+(aq) + NO3−(aq)

tepkimeleri verilebilir. Ama yapısında hidrojen atomu olmadığı halde örneğinCO2, SO2 ya da Al+3 de asit özelliği gösterir :

Benzer durum bazlar için de geçerlidir. NaOH, Mg(OH)2, Na2O, NH3 bazdır;N2O, CH3OH ise baz değildir.

Saf suda [H3O+] = [OH−],Asit çözeltilerinde [H3O+] > [OH−],Baz çözeltilerinde [OH−]>[H3O+] dir. Her üç halde de 25°C'de [H3O++] [OH−−] = Ksu = 1 x 10−−14'dür. H+ iyonunun

H3O+ halinde bulunduğu akılda tutulmak üzere, H3O+ iyonunu zaman zamankısaca H+ şeklinde göstereceğiz.

5.1 ÖRNEKSudaki çözeltilerin asit baz ya da nötral olduğunu belirtiniz.(a) [H+] =1x10−6

(b) [H+] = 2x10−5

(c) [OH−] = 5x10−9

(d) [OH−] = 2x10−7

ÇÖZÜM(a) [H+]=1x10−6 > 1x10−7, asidik çözelti,(b) Asidik(c) [OH−]=5x10−9 < 1x10−7 asidik,(d) Bazik

( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )aqOHaqNHgNH

aqOH2aqNa2kONa

aqOH2aqMgkOHMg

4O2H

3

O2H2

2O2H2

−+

−+

−+

+⎯⎯ →⎯

+⎯⎯ →⎯

+⎯⎯ →⎯

( ) ( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( )aqHaqAIOHsOHaqAl

aqHCOaqHaqCOHsOHaqCO2

23

33222

+++

−+

+⎯→⎯+

+⎯→⎯+

⎯→⎯⎯→⎯

⎯→⎯


89

5.2 ÖRNEK[H+] = 0.002 M olan çözeltide [OH−] kaç M'dır? Bu çözelti asit mi, baz mıdır?

ÇÖZÜM

olduğundan

Şimdi hidroklorik asit (HCl)'in suda nasıl çözündüğüne bakalım. HCl, odakoşullarında gaz olan, polar moleküllü bir maddedir. Bunun kütlece %37-38'liksulu çözeltisinin yoğunluğu 1.19 g/cm3’dür; derişimi 12 M’dır. HCl suda kimyasaltepkime vererek çözünür; bu sırada hidrojen ve klor iyonlarına parçalanır.

Bu tepkimedeki "(aq)" yazımı, H+ ve Cl− iyonlarının su moleküllerine iyon -dipol bağıyla bağlı olduğunu anlatır.

Önemli bir baz olan sodyum hidroksitin (NaOH) suda çözünmesine bakalım.NaOH, sodyum iyonu (Na+) ile hidroksil iyonu (OH−) arasında iyonik bağ içeren,oda koşullarında katı halde olan bir bileşiktir.

Bu çözünme ile saf sudaki iyon dengesinde bulunan OH− derişimi artar; H+

derişimi azalır. Sudaki ve sulu çözeltilerdeki H+ ve OH− iyonlarının derişimi çok küçük

değerlerdir. Bu sayıları, daha kullanışlı duruma getirebilmek için pH ölçeğitüretilmiştir.

pH, sulu çözeltideki hidrojen iyonu (ya da hidronyum iyonu) derişimin negatiflogaritmasıdır:

Saf suda ve nötral çözeltilerde[H+] = 1 x 10−7 M, pH = 7'dir. Benzer biçimde pOH da belirtilebilir.pOH = − log [OH−]

pH + pOH = 14

pH ölçeği asit, baz ve nötral çözeltiler için şöyle özetlenebilir :

Asit çözeltilerinde, pH < 7Baz çözeltilerinde, pH > 7Saf suda ve nötral çözeltilerde, pH = 7

apHM10x1]H[

]H[1log]H[logpH

a =⇒=

=−=

++

++

)aq(OH)aq(Na)k(NaOHO2H −+ +⎯⎯ →⎯

)aq(Cl)aq(H)g(HClO2H −+ +⎯⎯ →⎯

.][

][][

bulunurM10x5OH

10x1OH10x212

143

−−

−−−

=

=

][][,][ 10x1OHHM10x2H 143 −−+−+ ==

SU İYONLARI, pH

90

5.3 ÖRNEKAşağıdaki çözeltilerin pH'ı kaçtır?(a) 1 x 10−5 M OH−

(b) 1.0 M H+

(c) 0.001 M H+

ÇÖZÜM(a) [H+] [OH−] = [H+] [1 x 10−5] = 1 x 10−14 [H+] = 1 x 10−9 M ve pH = 9(b) [H+] = 1 M pH = − log [H+] = 0(c) [H+] = 10−3 M pH = 3

5.4 ÖRNEKpH = 4 olan çözelti için neler söylenebilir? Bu çözeltiye eşit hacimdeki su

eklense pH bundan nasıl etkilenir?

ÇÖZÜM pH = 4 yani [H+] = 1 x 10−4 M[H+] > 1 x 10−4 mol olduğu için çözelti asit çözeltisidir. [OH−] = 1 x 10−10 M'dır.Çözeltiye eşit hacimde su eklenince [H+] derişimi yarıya düşer; OH− derişimi

iki katına çıkar.[H+] = 1x10−4 / 2 = 5 x 10−5 M olur. [H+] derişimi azaldıkça pH büyür.

5.5 ÖRNEKİyon derişimleri aşağıda verilen çözeltilerde pH = kaçtır?(a) [OH−] = 1 M(b) [H+] = 2 x 10−7 M(c) [OH−] = 5 x 10−7 M(d) [H+] = 2 x 10−11 M

(log2 = 0.3)

ÇÖZÜM(a) [H+] = 1 x 10−14 M pH =14(b) pH = 7 - log 2 = 7 - 0.3 = 6.7(c) [H+] = 2 x 10−8 M pH = 8- log 2 = 8 - 0.3 = 7.7(d) pH = 11 - log 2 pH = 11 - 0.3 = 10.7

* Limon gibi ekşimsi tatta, yakıcı bileşiklerdir.* İndikatör (belirteçler) denen bazı organik maddelerle tepkimeye girip rendeğişmesine neden olurlar. Turnusol, asitli ortamda kırmızı bazik ortamda mavirenk alır. Fenol ftalein ise asitli ortamda renksiz, bazik ortada pembe renk alır.Sarı renkli metiloranj, asitli ortamda kırmızı renk alır. Yani aynı belirteçle aynırengi veren çözeltilerin pH leri ya aynı ya da birbirine çok yakındır.*Sulu çözeltileri elektriği iletir, yani asitler elektrolit maddelerdir. Bununnedeni suda iyonlaşmaları, oluşan iyonların sürekli hareketinin iletkenliği sağla-masıdır. Asitlerin iyonlaşmasında protonun H3O+ durumunda olduğu bilinmek-tedir.

⇒⇒

⇒


5.2 ASİTLERİN GENEL ÖZELLİKLERİ

91

ya da kısaca

ya da kısaca

*Asitler, bazlarla nötrleşme tepkimesi verir.Nötrleşme, şu biçimlerde gösterilebilir :

Nötrleşmede, asitten gelen H+'nın mol sayısı ile bazdan gelen OH−'ın molsayısının eşit olması temel önem taşır. Bunun için nötrleşme basit, ama özbiçimiyle şöyle belirtilebilir :

Buna göre, örneğin 1 mol HCl ile 1 mol NaOH ;1 mol Ba(OH)2 ile 2 mol HCl nötrleşebilir :

5.1 TABLO 0.1 NaOH Çözeltisi ile 100 mL 0.1 M HCl Çözeltisinin Nötürleşmesi

Gerçekte nötrleşme deyimi, asitle bazın kuvvetleri denk ise gerçekleşir.Örneğin 1mol HNO3 ile 1 mol NaOH karşılaştırılırsa nötral bir çözelti oluşur.Çünkü bunların ikisi de kuvvetli elektrolitlerdir. Ama örneğin 1 mol NaOH ileCH3COOH tepkimeye girince nötral bir çözelti değil, hafif bazik bir çözelti oluşur(bu durumu konunun hidroliz kısmında ele alacağız). Çünkü oluşan tuz nötraldeğildir.* Asit çözeltileri, Mg, Al, Zn gibi soy olmayan metallerle H2(g) açığaçıkararak tepkimeye girer:

Zn(k) + 2H+(aq) Zn+2(aq) + H2(g) ⎯→⎯

( )molx2molx

HCl2OH2OHBa 2 →⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅←⇒ −

OHOHH 2⎯→⎯+ −+

( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( ) ( )sOH2kBaSOaqOHBaaqSOH

sOHaqKClaqKOHaqHCl

24242

2

+⎯→⎯+

+⎯→⎯+

+⎯→⎯+ suTuzBazAsit

( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( )aqHSOaqHaqSOH

aqHSOaqOHsOHaqSOH

aqClOaqHaqHClO

aqClOaqOHsOHaqHClO

442

43242

44

4324

−+

−+

−+

−+

+⎯→⎯

+⎯→⎯+

+⎯→⎯

+⎯→⎯+

ASİTLERİN GENEL ÖZELLİKLERİ

92

Burada; Zn atomları yükseltgeniyor; H+ iyonları indirgeniyor.

* Asitler, karbonatlarla etkileştiklerinde CO2(g) açığa çıkarırlar :

* Bir asidin suda suya, nötrleşmede baza verdiği proton sayısına onun"değerliği" denir.

HClO4, HI, HNO3, CH3COOH …….. 1 değerliH2SO4, H2SO3, COOH…....... 2 değerliH3PO4……… 3 değerliği

* Kuvvetli ve zayıf asitler vardır. Sulu çözeltilerinde iyonlaşma yüzdesi yük-sek olan ve pratik işlemlerde % 100 iyonlaştığı var sayılan asitlere kuvvetliasitler denir. Başlıca kuvvetli asitler ; HClO4, HNO3, HI, HBr, HCl ve H2SO4 (bir-inci aitliği kuvvetlidir) (5.2 Tablo). Kuvvetli asitlerin sulu çözeltilerin deki asit der-işimi, 10−6 M'dan büyük olduğu sürece; "[H+] = asidin başlangıç derişimi" alın-abilir. Bu durumda asitten gelen H+ derişimi yanında suyun öz iyonlaşmasındangelen H+ derişimi önemsenmeyebilir. Örneğin 0.001 M HCl çözeltisinde [H+] = 1x 10−3 M ve pH = 3 olur. Bunun anlamı şudur : kuvvetli asitten gelen H+, suyuniyon dengesini geri yönde kaydırır. Bu durumda suyun iyonlaşması o dereceazalır ki sudan gelme [H+] = 1 x 10−11 M düzeyine iner. Bu küçük değer;kuşkusuz, 10−3 M yanında önemsenmeyebilir.

5.2 TABLO Bazı Önemli Asitler

5.6 ÖRNEKAşağıdaki çözeltilerde pH kaçtır?(a) 0.01 M HCl(b) 2 x 10−4 M HNO3

ÇÖZÜMHCl ve HNO3 kuvvetli asitlerdir; yani sudayüzde yüz iyonlaştığı kabul edilir.(a) [H+] = 1 x10−2 M ve pH = 2'dir.(b) [H+] = 2 x 10−4 M ve pH = 4 - log 2 = 3.7Zayıf asitlerde iyonlaşma yüzdesi düşüktür. Zayıf asit çözeltilerinde nötral

asit molekülleri ile asidin iyonları dengede bulunur. HA gibi bir zayıf asidin suda-ki iyonlaşması

( ) ( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( ) ( )gCOsOHaqSONaaqSOHkCONa

gCOsOHaqCaClaqHCl2kCaCO

22424232

2223

++⎯→⎯+

++⎯→⎯+


93

HA(aq) + H2O(s) H3O+(aq) + A−(aq)veya daha basitçe

HA(aq) H+(aq) + A−(aq) şeklindedir.Bu tepkimenin denge sabitine asitin iyonlaşma sabiti veya kısaca asitlik

sabiti denir ve Ka ile simgelenir.

Zayıf asit çok seyreltik olmadığı sürece başlangıç değişimi yanında iyon-laşan derişim ihmal edilecek boyutlarda olur.

* Bazlar, acımsı tatta, yakıcı, kırmızı turnusolu maviye boyayan, asitlerle nötr-leşen maddelerdir.* Sulu çözeltileri elektriği iletir; yani bazlar elektrolit maddelerdir:

*Asitlerle nötrleşme tepkimesi verirler:Baz + Asit Tuz + SuNaOH(aq) + HCl(aq) NaCl + H2O(s)Mg(OH)2(k) + 2HNO3(aq) Mg(NO3)2(aq) + 2H2O(s)

5.7 ÖRNEK Çözelti pH'ını 7 yapmak için 2 L 0.05 M NaOH çözeltisiyle kaç g HNO3 tep-

kimeye girmelidir? (HNO3 : 63 g/mol)

ÇÖZÜMpH = 7 olması demek tam olarak nötrleşme olsun demektir. Başka deyişle

OH−'in mol sayısı ile H+ 'nın mol sayısı eşit kılınmalıdır :

n = 2 x 0.005 = 0.1 mol ……………….x = 0.1 mol 0.1 x 63 = 6.3 g

* Kuvvetli ve zayıf bazlar vardır.Kuvvetli baz demek, sulu çözeltilerinde tümüyle iyonlarına ayrışan baz

demektir. Bunların başında da alkali metallerin (1A grubu elementlerinin)hidroksitleri sonra toprak alkali metallerin bazı hidroksitleri gelir. Toprakalkalilerin hidroksitleri içinde en kuvvetlisi Ba(OH)2'tir. Kuvvetli bazlarda bazlıksabitleri çok büyük ya da Kb=∞∞ 'dur. Bunun için bazın derişimi 10−6 M'dan büyükolduğu sürece; (OH−) = CB (bazın derişimi) alınır. NH3 ve onun organik türevleriolan aminler zayıf bazlardır.

NH3(aq) + H2O(s) NH4+(aq) + OH−−(aq)

CH3NH2(aq) + H2O(s) CH3NH3+(aq) + OH−−((aq)

Na2O ve CaO kuvvetli bazlardır.

( ) ( ) ( )aqOH2sOHaqO 22 −− ⎯→⎯+

3HNONaOH ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →←

⎯→⎯⎯→⎯

⎯→⎯

( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqNHsOHaqNH

aqOHaqNakNaOH

423−+

−+

+⎯→⎯+

+⎯→⎯

]HA[]A[]H[Ka

−+

=

BAZLARIN GENEL ÖZELLİKLERİ

5.3 BAZLARIN GENEL ÖZELLİKLERİ

94

5.8 ÖRNEK2 x 10−4 M'lık NaOH çözeltisinde pH kaçtır?

ÇÖZÜMNaOH kuvvetli bir baz olduğu için tümüyle ayrışır. Bu ayrışmadan gelen

(OH−) sudakine göre çok büyüktür.

[H+] [OH−] = 1 x 10−14

[H+] [ 2x 10−14] = 1 x 10−14

[H+] = 5 x 10−11 M’dir.

5.9 ÖRNEK0.55 M'lık NH3 çözeltisi için [H+], [OH−] ve pH kaçtır? Kb = 1.8 x 10−5

ÇÖZÜM

Amonyak çözeltisinde başlangıç derişimi yanında iyonlaşan derişim ihmaledilebilir.

‘den x = [OH−] = 1x10−3 M ve

[H+] [OH−] = 1 x 10−14 den [H+] = 1 x 10−11 ve pH = 11 bulunur.

5.10 ÖRNEK25°C'de 0.02 M'lık NH3 çözeltisi %3 iyonlaşıyor.

(a) [H+] ve [OH−] derişimlerini;(b) İyonlaşmadan kalan amonyak derişimini(c) Amonyak çözeltisinin denge sabitini ( bazlık sabiti Kb'yi);(d) Verilen çözeltinin bir litresinde 0.04 mol NH4Cl eklenmesinden sonraki (OH)derişimini hesaplayınız.

ÇÖZÜM

(a) 0.02 M'lık NH3 % iyonlaştığına göre M’lık iyonlaşmaolur.

(b) [NH3] = 0.02 − 6 x 10−4 ≅ 0.02 M

410x6100

3x02.0 −=

)aq(OH)aq(NH)s(OH)aq(NH −+ ++ 423

52

b 10x8.155.0

xK −==

( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqNHsOHaqNH 423−+ ++

( ) ( )44 10x2M10x2

aqOHaqNaNaOH−−

−+ +⎯→⎯


Mg(OH)2 tam iyon-laşma anlamında kuvvetli

bazdır; ama suda azçözündüğü için Mg(OH)2in sulu çözeltisinde OH−

derişimi yüksek değildir.

5.3 TABLOKuvvetli Asit ve Bazlar

95

(c)

(d) Ortama NH4Cl eklenmesi demek dengedeki derişimini artırmak

demektir. Dengede 6x10−4 M bulunduğunu biliyoruz. Bu değer, eklenen

0.04 M yanında ihmal edilebilir; yani için denge derişimi 0.04 alınabilir.

Asit ve baz tepkimelerinin yapısını temel alarak ilk kuram, 1923'teDanimarkalı kimyacı Johannes Bronsted (1879 - 19479) ve İngiliz kimyacıThomas M. Lowry (1874 - 1936) tarafından ortaya atıldı. Bu kurama göre birtepkimede

* Proton veren madde asittir;* Proton alan madde bazdır.

Örneğin HCl' in suda çözünmesinde HCl, proton veren olduğu için asit;H2O proton alan olduğu için bazdır.

Br∅nsted - Lovery kuramı, kısaca proton transferine dayanır ve tüm suluçözeltilere uygulanabilir. Örneğin HCl ile NH3 birleşip NH4Cl oluşurken HCl'denNH3'e proton transferi olur; HCl asit, NH3 bazdır.

Amonyağın suda çözünmesi şöyledir :

Bu olayda Br∅nsted - Lowry terimleriyle konuşursak H2O proton veriyor(asit), NH3 proton alıyor (baz). Bu yorum geri tepkime için de yapılabilir. Geriyörüngedeki tepkimede (tepkime bir denge tepkimesidir) NH4 proton verici(asit), OH− proton alıcı (baz) dır. Gerçekten NH4Cl ve NaOH çözeltilerikarıştırılırsa NH4

+ ve OH− aşağıdaki gibi tepkime verir :

Bir tepkimede proton veren türlere Br∅nsted asidi, proton verdikten sonra

oluşan köke de Br∅nsted bazı denir. ile OH− arasındaki tepkimede

asit, NH3 onun bazıdır. - NH3 ya da H2O - OH− çiftlerine eşlenik baz çifti

denir.

+4NH

+4NH+

4NH

( ) ( ) ( ) ( )bazasitbazasit

aqOHaqNHaqNHsOH 432−+ ++

( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqNHaqNHsOH 432−+ ++

H + 3NH +Cl Cl NH+4

asit baz asit baz

.bulunurM10x9)OH(ve10x8.1)OH()02.0(

)04.0(]NH[

]OH[]NH[K 65

3

4b

−−−−

−+====

+4NH

+4NH

+4NH

56414

3

4b3 10x8.110x18

)02.0()10x6()10x6(

]NH[]OH[]NH[KiçinNH −−

−−−+====

BR∅∅NSTED - LOWRY ASİT ve BAZ KURAMI

5.4 BR∅∅NSTED - LOWRY ASİT ve BAZ KURAMI

Asit ve Bazların Bağıl Kuvveti

Br∅nsted - Lowery kuramı asit ve bazları proton verme ve alma istemi

bakımından sıraya koymayı sağlar. Kuvvetli asit, protonu ötekilerden kolay vere-

bilen asit; kuvvetli baz da protonu öteki bazlardan daha kolay alabilen bazdır.

Şimdi HCl'nin sulu çözeltisine bakalım:

HCl' nin kuvvetli bir asit olduğunu ve bu tepkimenin ürün yönünde tamam-

landığını biliyoruz. Bu durumda ortamdaki iki asidi, HCl ile H3O+, kuvvetleri

açısından karşılaştırabiliriz. Açıktır ki HCl, H3O+'den daha kuvvetli bir asittir.

kuvvetli zayıf

asit asit

Kuvvetli ve zayıf terimlerinin göreli olduğu unutulmamalıdır. Aşağıda göre-

ceğimiz gibi H3O+, HF'ye göre kuvvetli asit durumundadır.

Asit - baz tepkimelerinde tepkimenin yönelimi zayıf olan yönünedir. Bunu

anlamak için asetik asitin sudaki çözeltisine bakalım:

Deneyler, 0.1 M asetik asit çözeltisinde asetik asit moleküllerinin yalnızca %

1 dolaylarında iyonlaştığını gösteriyor. Demek tepkime, ürün yönünde değil

giren yönünde baskındır.

Bu durumda H3O+, CH3COOH'ten daha kuvvetli asittir. Benzer şekilde 0.1 M

HF çözeltisinde HF moleküllerinin % 3 dolayında iyonlaştığı görülür. Bu durum-

da tepkime HF yönünde baskındır. Ve H3O+, HF'den de kuvvetli durumdadır.

HF(aq) + H2O(s) H3O+(aq) + F−(aq)

İyonlaşma yüzdesinden HF'nin de CH3COOH'ten kuvvetli olduğunu biliyoruz.

Sonucu şöyle özetleyebiliriz :

HCl > H3O+ > HF > CH3COOH

5.11ÖRNEK

tepkimesinde eşlenik asit - baz çiftlerini belirtiniz.

ÇÖZÜMİleri yöndeki tepkimeye bakılırsa, H2O, proton verici yani asit; proton

alıcı yani bazdır. H2O proton verince OH−'e dönüşüyor. H2O - OH− bir asit bazçiftidir; proton verince ’e dönüşüyor. - çifti diğereşlenik asit baz çiftidir.

23CO−−

3HCO23CO−−

3HCO

23CO−

( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqHCOsOHaqCO 322

3−−− ++

( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqCOOCHsOHaqCOOHCH 3323+− ++

( ) ( ) ( ) ( )aqClaqOHsOHaqHCl 32−+ ++

( ) ( ) ( ) ( )bazasitbazasit

aqClaqOHsOHaqHCl 32−+ +⎯→⎯+

96


97

5.12 ÖRNEK

(a) türlerinin eşlenik bazlarını belirtiniz.

(b) türlerinin eşlenik asitlerini belirtiniz.

ÇÖZÜM

(a) Verilen türlerin eşlenik bazı, onların proton kaybetmiş halleridir :

I− ; NO2− ; PH3 ; SO4

−2

(b) Verilen türlerin eşlenik asidi, onların proton almış halleridir :

H2SO4, H3O+, NH3 ve HF

Verilen türlerden HSO4− hem proton verici, hem proton alıcı olarak davra-

nabilir; yani hem asit hem baz olabilir.

5.13 ÖRNEKS−2 ; ClO3

− ; HPO−24 ; CO türlerinin eşlenik asitlerini belirtiniz.

ÇÖZÜM X−in eşitlik asiti HX, X−2 nin eşlenik asiti HX− dir. Buna göre verilenlerin

eşlenik asitleri şöyledir: HS− ; HClO3 ; H2PO4− ;HCO+

Sonuç olarak asitlik kuvveti proton verme, bazlık kuvveti de proton alma eği-liminin bir ölçüsüdür. Kuvvetli bir asit, yüzde yüz iyonlaşan ve sulu çözeltisindenötral asit molekülü bulunmayan asit demektir. Örneğin 0.1 M HNO3 (aq) de[H+] = 0.1M ve [NO3

−] = 0.1 M'dır; bu çözeltide HNO3 derişimi sıfır düzeyindedir.Benzer şekilde KOH, NaOH, kuvvetli bazlardır. Örneğin 0.1 M NaOH(aq) ve 0.1M Na+(aq) ve 0.1 M OH−(aq) içerir :

Alkali metallerin (1A grubu elementlerinin) hidroksitleri kuvvetli elek-trolitlerdir. Toprak alkali metallerin (2 A grubu elementlerinin) hidroksitler de -Be hariç - kuvvetli elektrolittir. Ancak bunların çözünürlükleri laboratuarda kul-lanım sınırındadır. Örneğin Mg(OH)2 in 25°C'deki çözünürlüğü 9 x 10−3 g/L'dir.Çok kullanılan Ca(OH)2'in 25°C'deki çözünürlüğü ise 0.97 g/L'dir.Bir asit ne derece kuvvetli ise onun eşlenik bazı o derece zayıf olur.

Denge sabitinin çok büyük oluşu tepkimenin tümüyle ürünler yönünde istem-li olduğunu gösterir. Başka deyişle HCl'in proton vericiliği, H3O+'in proton vericil-iğinden (geri tepkime) çok yüksektir.

( ) ( ) ( ) ( ) 7a32 10x1KaqClaqOHsOHaqHCl =+⎯⎯⎯ →⎯+ −+

( ) ( ) ( )aqOHaqNakNaOH O2H −+ +⎯⎯ →⎯

)olarakbaz()aq(SOH)HCl(H)aq(HSO

)olarakasit()aq(SO)aq(OH)s(OH)aq(HSO

424

24324

+−

−+−

+

++

−−− FveNH,OH,HSO 224

−+442 HSO,PH,HNO,HI

BR∅∅NSTED - LOWRY ASİT ve BAZ KURAMI

98

5.14 ÖRNEKHidrosiyanik asidin, HCN, sudaki iyonlaşma tepkimesi şöyledir :HCN(aq) H+(aq) + CN− (aq)Aynı derişimdeki HF, suda daha çok iyonlaşır. Buna göre HCN'nin eşlenik

bazı nedir? F− in bazlığı, CN'e göre nasıldır?

ÇÖZÜMHCN, asittir ve onun eşlenik bazı (proton vermiş hali), CN

− 'dir. HCN suda

HF'ye göre daha az iyonlaştığına göre HCN'de geri tepkime HF'ye göre dahaistemlidir. Yani CN

−, F

−'den daha kuvvetli bir bazdır. (HF, HCN’den daha

kuvvetli bir asittir).

5.4 TABLO Eşlenik Asit-Baz Çiftleri ve Onların Kuvveti

5.15 ÖRNEK

Dimetil amonyum iyonu, , zayıf bir asittir ve suda çok az iyon-laşır.(a) Dimetil amonyum iyonunun eşlenik bazı nedir?(b) Bu bazla Cl−'den hangisi kuvvetlidir?

ÇÖZÜM (a) Dimetil amonyum iyonunun proton kaybetmiş hali onun eşlenik bazıdır:(CH3)2NH(b) Dimetil amin (CH3)2NH, Cl−'den, daha kuvvetli bir bazdır. Çünkü Cl−'nin pro-ton bağlayıcılığı zayıftır ( HCl kuvvetli asit).

+223 NH)CH(


99

Asitler bir ya da daha çok hidrojen atomunun elektronegatifliği yüksek atomya da atom gruplarına bağlı olduğu moleküllerden oluşur. HX gibi bir asitmolekülü, suda H - X bağı kırılarak ve çözücü moleküllerine proton vererekçözünür.

Ametalik elementlerde atom numarası arttıkça asitliğin arttığı 6A grubu ele-mentlerinde de (O, S, Se, Te) görülür. H2O < H2S < H2Se < H2Te sırasında asit-lik artar.

H2O < HF

Oksiasitler

Yapısında bir veya daha çok O - H grubu içeren asitlere oksiasitler denir.Yani oksiasitlerde hidrojen, oksijen atomuna bağlıdır. Örneğin H2SO4, bu bağ-dan iki adet içerir.

Oksiasitlerde OH grupları merkez atomuna bağlanmıştır. Y merkez atomunugöstermek amacıyla oksiasitler

biçimindedir. Y metal ise bu bileşik iyonik bağlıdır. (Y+ ….. OH−) ve bazdır.Asitlik için Y'nin elektronegatifliği 2'den yüksek olmalıdır. Çünkü bu durumdaHOY bağı kovalent karakterlidir. 5.5 Tablo'da otoborik asit (H3BO3), hipoiyodürasidi (HOI) ve metanol (CH3OH) ün yapıları ve asitliği veriliyor.

5.5 TABLO Ortoborik Asit, Hipoiyodür Asiti ve Metanolun Asitlik Sabitler

KİMYASAL YAPI ve ASİTLİK - BAZLIK

5.5 KİMYASAL YAPI ve ASİTLİK-BAZLIK

100

Oksiasitlerin özelliği için iki basit kural vardır :1. Merkez atomu konumundaki Y'nin elektronegatifliği (EN) azaldıkça asitlikkuvveti de azalır. 5.5 Tablo'da örnekler gösteriliyor.

HOΙ < HOBr < HCΙO

2. Merkez atomu Y olan bir oksiasit serisinde oksijen atomu sayısı arttıkça(y'nin oksitlenme basamağı, değerliği arttıkça) asitin kuvveti de artar.

Öte yandan poliprotik asitlerin anyonlarında negatif yük ne kadar büyükse an-yonun asitliği o denli zayıftır:

5.16 ÖRNEKAşağıdaki bileşikleri asitlik kuvvetleri artacak şekilde sıralayınız. (a) AsH3, HI, NaH ve H2O;(b) H2SeO3, H2SeO4 ve H2O.

ÇÖZÜM(a) Periyodik tablodan elde edilen bilgilere göre NaH, metal hidrürlerdendir

ve bu, kuvvetli bir bazdır; AsH3 ise NH3 gibi zayıf bir bazdır; çünkü As'nin elek-tronegatifliği oksijeninkinden düşüktür. Öte yandan halojenlerin hidrojenlibileşikleri H2O'dan daha güçlü asitlerdir. Buna göre asitliğin artış sırası NaH <AsH3 < H2O <HI şeklindedir.

(b) Oksiasitlerde merkez atomunun oksitlenme basamağı (değerliği) arttıkçaasitlik kuvveti de artar. Buna göre H2SeO4'ün asitliği en fazladır. Asitlik artışıH2O < H2SeO3 <H2SeO4 şeklindedir.

5.17 ÖRNEKAşağıdaki çiftlerin hangisi sulu çözeltide daha asidik davranır?(a) HBr, HF, (b) PH3, H2S(c) HNO2, HNO3

(d) H2SO4, H4SiO4

YANIT(a) HBr; (b) H2S; (c) HNO3; (d) H2SO3

4242

4 SOHHSOSO << −−


BAZI ANYONLARINSUDAKİ NİTELİKLERİ

101

5.6 TABLO Oksitlerin Asitlik ve Bazlığı

Şimdi örneğin NH4+ ve CH4 moleküllerini karşılaştıralım. Bu iki tür, aynı elek-

tronik yapıdadır ve eşit elektronludur. Ancak merkez atomlarının (N ile C'nin)çekirdek yükleri farklıdır. Çünkü N'nin çekirdek yükü, C'nun kinden bir fazladır.Bu nedenle N atomu, bağlı hidrojen atomlarını C'a göre daha çok çeker. Yani N-H bağlarının polarlığı C-H bağlarından büyüktür. Buna bağlı amonyum iyonuasidik iken CH4 ne asit ne bazdır.

Periyodik tabloda, bir periyottaki elementlerin hidrojenli bileşiklerinin özellik-leri incelenince, metal hidrürlerinin bazik, metal hidrürlerinin asidik olduğugörülür. Bir periyotta kovalent bağ yapan bileşiklerde elektronegatiflik farkı art-tıkça asitlik kuvveti de artar.

ASİTLİK KUVVETİ ARTAR.

Periyodik tabloda bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe elektronegatiflikazalır. HX tipindeki halojen asitlerinde, elektronegatiflik azaldıkça asitlik kuvve-tinin arttığı görülür. HF'de elektronegatiflik farkı en çoktur; F atomunun çapıküçük olduğu için hidrojeni sıkıca bağlar ve bu nedenle HF zayıf bir asittir.Halojen atomu çapı arttıkça asitlik kuvveti artar; bunun için HI en kuvvetlidir.

HİDROLİZ

Bir metal iyonu yada amonyum iyonu (NH4+) ile bir asit kökünden oluşan

bileşiklere tuz denir. Tuzlar iyonik bağlı bileşikler kategorisine girer, katı haldelektriği iletmezler, ancak erimiş halleri (sıvıları) ve sulu çözeltileri elektriği iletir.

Bazı tuzların suda çözünmesiyle tuzun katyon ve anyon su molekülleriyle

)aq(OH)g(H)aq(Na)s(OH)k(NaH 22−+ ++⎯→⎯+

( ) ( ) ( ).olmazTepkime).aq(CH)aq(H)aq(CH

10x6.5KaqNHaqHaqNH

34

10a34

−+

−++

+

=+

TUZ ÇÖZELTİLERİNİN ASİT-BAZ ÖZELLİKLERİ

5.6 TUZ ÇÖZELTİLERİNİN ASİT-BAZ ÖZELLİKLERİ

102

sarılır; bu sırada suyun iyon dengesi bozulmaz. Örneğin NaCl, KI, KNO3 gibituzların katyon ya da anyonları su molekülleriyle tepkimeye girer ve sudaki iyoneşitliğini bozması olayına hidroliz denir.* Hidroliz tepkimesini, tuzun yapısındaki zayıf asit ya da zayıf baz iyonu verir.* Zayıf asitlere ait iyonlar bazik hidroliz verir; yani bu iyonlar H2O ile OH− üre-tir.* NaX tuzunda Na+ kuvvetli bazdan (NaOH) gelmelidir ve hidroliz tepkimesivermez; X− zayıf asit iyonu (F−, CN−, CH3COO−…) ise bu iyon hidroliz verir :

X−(aq) + H2O(s) HX(aq) + OH−(aq)

* Zayıf bazlara ait katyonlar (NH4+, Al+3, Cr+3…) asidik hidroliz verir; yani bu

iyonlar H2O ile H+ üretir.

Metal iyonlarının hidroliz olma özelliği iyon yüküne ve iyon çapına bağlıdır.5.7 Tablo'da görüldüğü gibi iyon yükünün iyon çapına oranı büyüdükçe asidikhidroliz sabiti de büyür. Buna göre pozitif yoğunluğu arttıkça iyonun H2Omoleküllerini parçalama gücü artmaktadır.

5.7 TABLO İyon yükü / İyon Çapı Oranları Metal İyonlarının Asidik Hidroliz Sabitleri

Hidroliz hesapları, zayıf asitler ve zayıf bazlar temelinde ele alınır. Çokseyreltik çözeltiler vermediği sürece, hidroliz olan iyonların derişimi yanında suile tepkimeye giren derişim önemsenmeyebilir.

Sodyum asetat, CH3COONa, tuzunun hidrolizine bakalım. Bu tuz,suda ase-tat, CH3COO− ve sodyum iyonlarını, Na+, verir. Na+, verir. Na+ iyonu hidrolizolmaz, asetik iyonu ise şöyle hidroliz olur :

CH3COO−(aq) + H2O(s) CH3COOH(aq) + OH−(aq)Bu tepkimenin bazik hidroliz sabiti, Kh söyle olacaktı:

Bağıntıda pay ve payda [H+] ile çarpılırsa elde edilir.

İki tepkime taraf tarafa toplanırsa

elde edilir ve bu sırada iki denge sabiti çarpılır. Ka x Kb = Ksu

( ) ( ) ( )aqOHaqHsOH2++ +

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( ) b

a

]NH[

]OH[]NH[KaqOHaqNHsOHaqNH

]NH[

]H[]NH[KaqHaqNHaqNH

=++

=+

−+−+

+

+++

3

4423

4

334

a

suh K

KK =

]COOCH[]OH[]COOHCH[K

3

3h −

−=

( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( )aqHaqZnOHsOHaqZn

aqOHgNHsOHaqNH

22

3324

+++

++

++

++


103

Genel bir sonuç olarak, bir asidin sabiti ile onun eşlenik bazının bazlık sabitiçarpımı, su iyonları çarpımına eşittir.

Ka x Kb = Ksu = 1 x 10−14

Bu sonuç asidik hidrolizler için de geçerlidir. Amonyum klorür, NH3Cl, tuzu-nun hidrolizine bakalım. Cl-,kuvvetli asitten geldiği için hidroliz olmaz; NH4

+ isezayıf baz olan NH3'ün eşlenik asididir ve şöyle hidroliz olur :

Bu tepkimenin asidik hidroliz sabiti, Kh şöyle olacaktır.

Bağıntıda pay ve payda OH− ile çarpılırsa

5.8 TABLO Tuzlar ve Nitelikleri

Br∅nsted - Lowry asit - baz kuramı, Arrhenius kuramının daha genişletilmişhalidir ve bu kuram nötrleşme olaylarını proton transferiyle açıklar. Ancak pro-ton transferiyle açıklanamayan nötrleşme tepkimeleri de vardır. Örneğin triflorürve amonyak arasındaki tepkimeye bakalım :

.edilireldeKKK

b

suh =

]NH[]H[]NH[K

4

3h +

+

=

( ) ( ) ( )aqHaqNHaqNH 34++ +

ASİT ve BAZLARIN LEWİS KURAMI

5.7 ASİT ve BAZLARIN LEWİS KURAMI

104

BF3(g) + NH3(g) BF3NH3(k)Bu tepkime, proton transferiyle açıklanamaz.Br∅nsted - Lowry kuramı ortay atıldığı yıl, 1923'de Gilbert Lewis, kimyasal

bağ temeline dayalı yeni bir asit - baz kuramı geliştirdi. Bu kuram, elektron çift-lerinin kullanımına dayanır ve şöyle der:

İki madde etkileşirken,* elektron çiftini alan madde asittir;* elektron çiftini veren madde bazdır.

Bu olay, elektron aktarımı biçiminde olduğu gibi; elektron çiftlerinin ortak kul-lanımı biçiminde de olabilir. Baz, ortaklanmamış elektron çifti taşıyan maddedir;asit ise elektron açığı (oktet açığı) olupta ona katılan maddedir.

H+ + OH− H2O tepkimesini ele alalım. Burada OH− iyonu ortaklan-

mamış elektron çifti barındırır H, H+ ise elektron açığı olan bir iyondur ve

buna katılır.Br∅nsted - Lowry için asit ve baz olan maddeler, Lewis için de öyledir.

Ancak bunun tersi her zaman geçerli olmaz. Yani Lewis asit ya da bazı,Br∅nsted - Lowry'e göre aynı şey değildir. Lewis kuramının asıl yeniliği, asit yada bazlığı, sulu ortam dışında, üstelik proton alış verişinin yokluğunda açıklaya-bilmesidir.

BF3(g) ile NH3(g) tepkimesinde NH3'deki bağ yapmamış bir elektron çiftineoktet açığı olan B'nin katılması olur. Yeni NH3 elektron çiftinin vericisi (baz), BF3

de alıcısıdır (asit).

BF3 + F− BF4− tepkimesini ele alalım. İlk bakışta bu tepkimenin asit -

baz tepkimesiyle ilgisi yok gibi gelir. Lewis tanımı açısından tepkimenin yorumuşöyledir : Tepkimede F− iyonu, ortaklanmamış elektron çifti sağlayan ve bunedenle baz olan bir iyondur. BF3 ise oktet açığı olan ve elektron çiftini alanmaddedir; yani asittir.

Benzer yorumu AlCl3 + Cl− AgCl4− tepkimesi için de yapabiliriz.

Burada Cl−, baz; AlCl3 ise asit konumundadır.

5.18 ÖRNEKAşağıdaki tepkimelerde Lewis asidi ve Lewis bazı olan türleri belirtiniz.

( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( )aqNHZnaqNH4aqZn)(

aqOHaqHCNsOHaqCN)(2

4332

2++

−−

+

++

b

a

⎯→⎯

⎯→⎯

O⎯→⎯

⎯→⎯


105

ÇÖZÜM(a) CN− iyonunun Lewis yapısı − şeklindedir; bu iyon HCN'ye

dönüşürken C'daki bağ yapmamış elektron çiftine bir H+ bağlanır. CN− elektronçiftinin vericisi (Lewis bazı), H2O'daki hidrojen de ona bağlanan ( Lewis asidi)durumundadır.

(b) Zn+2 de orbitaller tam doludur.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 şeklindedir.NH3'de ise bağ yapmamış bir elektron çifti vardır :

Seyreltmekle ve az miktarda asit ya da baz eklemekle, pH'ı pratikçedeğişmeyen çözeltilere tampon çözeltiler denir.

Asitliği kontrol sorunu, kimyada ve dahası biyolojik süreçlerde çok önemli birsorundur. Çünkü saf suya bir damla asit eklense pH =6 dolayını bulur. Zayıf birasit ve tuzunu ya da zayıf bir baz ve onun tuzunu içeren çözeltiler ise az miktar-da olmak üzere su, asit ya da baz eklenmesine karşı pH'ını sabit tutmak içindirenirler.

Zayıf bir asit olan asetik asitle, kuvvetli bir baz olan sodyum hidroksitin oluş-turduğu sodyum asetat tuzunun karışımı asidik tampona örnektir. CHCOOH /CH3COONa tamponunda şu iki denge vardır;

(Zayıf asitin iyonlaşması)

Ortama asit eklendiğinde CHCOO− iyonları, bunu azaltmaya; bazeklendiğinde de CHCOOH, bunu yok etmeye yönelir. Kısacası ortamda H+ yada OH− eklenmesini ortadan kaldıracak türler vardır. Birinci dengenin dengesabiti Ka = 1.8 x 10−5; ikincinin denge sabiti Kb = Kh = 5.7 x 10−10 olduğu içinortamda ilk denge egemendir. Buna göre olay, zayıf asit dengesine “ortak iyonetkisi” gibide düşünülebilir.

Dengesinde yer alan CH3COO− her iki dengeyi sağlayan ortak iyondur.Tuzdan gelen yanında asitten gelen çok az olduğu için [CH3COO−] [Tuz] alı-nabilir. O halde, tampon çözeltiler için:

yazılabilir.

5.19 ÖRNEK0.2 mol asetik asit ve 0.36 mol sodyum asetat 1 L'lik sulu çözeltide bulunu-

yor.(a) Bu tampon çözeltide pH kaçtır? (Ka = 1.8 x 10-5)(b) Bu çözeltiye 1.46 g HCl (g) sevkediliyor. Bu durumda pH kaç olur?(c) Bu çözeltiye 0.04 mol NaOH eklense pH kaç olur? (Çözelti hacminin 1

L'de kaldığını varsayınız.)

]Tuz[]Asit[.K]H[daya

]Asit[]H[]Tuz[K aa == +

+

]COOHCH[]H[]COOCH[K

3

3a

+−

=

( )hidroliziTuzunOHCOOHCHOHCOOCH 323−− ++

HCOOCHCOOHCH 33+− +

( ) ( )BazAsit

NHZnNH4Zn 2433

2 ++ ⎯→⎯+

TAMPON ÇÖZELTİLER

5.8 TAMPON ÇÖZELTİLER

106

ÇÖZÜM

(b)

Bu kadar HCl, asetat iyonu ile bileşerek aynı derişimde CH3COOH oluşturur.Buna karşılık baz, CH3COO−, miktarı da o kadar azalmıştır.

Bu değerler asetik asit dengesinde yerine konarak [H+] bulunur.

(c) Bu çözeltiye NaOH eklersek, eklenen OH−, ortamdaki H+ iyonlarıyla bir-leşip onun derişimini düşürecektir. Buna karşılık asetik asit, daha fazla iyon-laşıp tepkimeyi ürünler yönüne kaydırır.

Eklenen NaOH, asetik asitle tepkimeye girer ve bunun sonucunda asitin molsayısı 0.04 mol kadar azalır. Ama oluşan CH3COONa'ın da ayrışmasıyla asetatiyonu derişimi 0.04 M kadar artar.

Asit - baz tepkimeleri, kimyasal analizde kullanılan en önemli tepkimelerdir.Bu tepkimeler sonunda tuzlar oluşur. Asit ya da bazdan birinin tuz iyonlarınınhidrolizine göre sonuç çözelti, asidik ya da bazik olabilir. Ortamın pH değişme-si de belirteç (indikatör) denen maddelerin tipik renkleriyle izlenebilir. Bir asitçözeltisine baz bir baz çözeltisine asit çözeltisinin yavaş yavaş eklenerek pHdeğişmesinin izlenmesine titrasyon denir. Eklenen madde hacmi ile pHdeğişmesini gösteren grafikler de titrasyon eğrilerini oluşturur. Bir asit - baztitrasyonunda, aynı değerlikli asit ve bazın eşit sayıda mollerinin karşılaştığı pHdeğerine eşdeğerlik pH'ı denir. Herhangi bir asit - baz titrasyonunda eşdeğerliknoktası pH si, o anda oluşan tuzun pH'ıdır.

Kuvvetli Asit - Kuvvetli Baz TitrasyonlarıKuvvetli bir asit ile kuvvetli bir asitin titrasyonunda pH = 7 noktasında nötr-

leşme olur. Böyle bir olayın titrasyon eğrisi 5.şekilde ve pH değişmesi de 5.9Tabloda gösteriliyor. NaOH ve HCl çözeltilerinin eşit derişimde eşit hacimlerikarıştırıldığında pH = 7 olur.

( )( )

94315

10311081240320

320240

55

33

..logpH

veMx.]H[xden'x....x

x..

HCOOCHCOOHCH

=−=

===

+

−+−

+−

M320040360COOCH

M240040200COOHCH

040040040ClCOOHCHHClCOOCH

3

4

43

....][

...][

...

==

=+=

→⋅⋅⋅⋅⋅+⎯→⎯+

−

−−

L/mol04.05.36

46.1n ==

( )( )( ) .bulunur5pHveM10]H[xden'10x8.1

20.0x36.0K 55

a ===== −+−

+− + HCOOCHCOOHCH 33)(a


5.9 ASİT-BAZ KARIŞIMLARI TİTRASYON EĞRİLERİ

107

5.9 TABLO 0.1 NaOH Çözeltisi ile 100 mL 0.1 M HCl Çözeltisinin Titrasyınu

5.20 ÖRNEK50 mL 0.1 m HCl çözeltisine 0.1 M NaOH çözeltisinden(a) 49 mL eklense(b) 50 mL eklense(c) 150 mL eklense her durumda pH kaç olur?

ÇÖZÜMÖnce her çözeltideki H+ ve OH− iyonlarının mol sayılarını bulmalıyız.(a) H+'in mol sayısı = M x V = 0.1 x 50 x 10−3 L = 5 x 10−3 mol

OH−’in mol sayısı = 0.1 x 49 x 10−3 L = 4.9 x 10−3 molBunların farkı :(5 x 10−3 mol H+) - (4.9 x 10−3 mol OH−−) = 1 x 10−4 mol H+

(b) 50 mL 0.1 M HCl çözeltisindeki H+ ile 50 mL 0.1 M NaOH çözeltisindekiOH− sayısı eşittir. Bunların karışması sonucu ortam nötral olur; pH = 7'dir.

(c) H+'in mol sayısı = 5 x 10−3 mol OH− mol sayısı = 15 x 10−3 molBunların farkı:

(15 x 10−3 mol OH−) − (5 x 10−3 mol H+) = 10 x 10−3 mol OH−

Kuvvetli Baz - Zayıf Asit Titrasyonları50 mL 0.1 M CH3COOH (zayıf asit) çözeltisine yavaş yavaş 0.1 M NaOH

(kuvvetli baz) çözeltisi ekleyelim. pH yavaş yavaş artacaktır. Tam 50 mL bazeklediğimizde oluşan tuzun (CH3COONa) hidrolizi nedeniyle ortam baziktir(pH > 7'dir). 5.5 Şekil (a) böyle bir titrasyon eğrisidir.

712213102

10520

101

13

22

.logpHveMx]H[

;MxL.

molx]OH[

=−==

==

−+

−−

−

.tür'pHveMxL.molx]H[ 3101

0990101 3

4=≅= −

−+

ASİT - BAZ KARIŞIMI TİTRASYON EĞRİLERİ

5.1 ŞEKİL50 mL 0.1 M HCl

çözeltisinin 0.1 M NaOHile titrasyon eğrileri

108

Kuvvetli Asit - Zayıf Baz Titrasyonları0.1M HCl çözeltisi ile 0.1 M NH3 çözeltisinin titrasyonu buna örnektir. Bu iki

çözeltinin eşit hacimlerinin karışımında (eşdeğerlik noktasında) pH = 53'dür.Bunun nedeni oluşan NH4Cl tuzundaki NH4

+ iyonunun asidik hidrolizidir.5.5 Şekil (b) böyle bir titrasyonun eğrisini gösteriyor.

5.21. ÖRNEK50 mL 0.01 M HNO3 (aq) çözeltisine aşağıdaki çözeltilerden 50'şer mL

eklenince oluşan çözeltiler asidik, bazik veya normal midir?(a) 0.01 M KOH(b) 0.01 M NH3

ÇÖZÜM(a) HNO3 kuvvetli asit; KOH kuvvetli bazdır. Bunların eşit derişim ve

hacimdeki çözeltileri karıştığı için pH = 7 olur.(b) NH3, zayıf bazdır. Eşdeğerlik noktasında oluşan NHNO3 tuzundaki NH4

+

' ün asidik hidrolizi nedeniyle çözeltide pH, 7'den küçük olur. Yani pH = 7 olduğuanda NH3'ün 50 mL'den daha azı eklenmiş durumdadır.

5.3 ŞEKİL 5.4 ŞEKİL25 mL NaOH(aq)’in 0.1 M HCl(aq) 25 mL 0.1 M HCOOH (aq)’inile titrasyonu 0.15 M NaOH(aq) ile titrasyonu

5.5 ŞEKİL(a) Zayıf asitin kuvvetli bazla titrasyonu(b) Zayıf bazın kuvvetli asitle titrasyonu


5.2 ŞEKİL25 mL 0.15 M NaOH

çözeltisinin 0.1 M HCl iletitrasyonu

5.5 Şekil (b)25 mL 0.1 NH3

çözeltisinin 0.1 M HClçözeltisiyle titrasyonu

109

5.22 ÖRNEK50 ml 0.36 M NaOH çözeltisine 50 ml 0.54 M CH3COOH eklenince pH kaç

olur? CH3COOH için Ka = 1.8 x 10-5

ÇÖZÜM NaOH kuvvetli baz olduğu için ondan gelen OH−'ın mol sayısı= 1.8 x 10−3

dür; CH3COOH zayıf asittir ve onunda mol sayısı = 2.8 x 10−3 moldür.

OH−(aq) + CH3COOH(aq) CH3COO−(aq) + H2O(s)

Bu sonuçların molaritelerini bulalım :

CH3COOH (aq)'in denge bağıntısından H+ derişimini bulabiliriz:

[H+] = 1 x 10−5 M ve pH = 5 bulunur.

5.23 ÖRNEKAşağıdaki karışımların pH'sini hesaplayınız.(a) 50 mL 0.36 M HCl çözeltisi + 50 mL 0.54 M NH3 çözeltisi

NH3 için , Kb = 1.8 x 10−5

(b) 150 mL 0.1 M NaOH çözeltisi +50 mL HI çözeltisi

Yanıt(a) pH = 9 ; (b) pH =12

( ) den'10x8.1M10x1

]H[M10x8.1]COOHCH[

]H]COOCH[K 52

2

3

3a

−−

+−+−

===

M10x8.1L1.0mol10x8.1]COOHCH[

M10x1L1.0mol10x1]COOHCH[

23

3

23

3

−−

−

−−

==

==

ASİT - BAZ KARIŞIMI TİTRASYON EĞRİLERİ

110

1. Asit ve baz terimlerini* Arrhenius tanımı açısından* sulu çözeltiye göre* proton alışverişine göre tanımlayınız

2. H2O(s)+CN−(aq) HCN(aq)+OH−(aq) tepkimesinde asit ve bazolarak etkiyen türleri belirtiniz

3. Aşağıdaki türlerin eşlenik (konjuge) bazını yazınız.

4. Aşağıdaki türlerin eşlenik (konjuge) asitini yazınız.

5. Periyodik tablodan yararlanarak aşağıdaki oksitleri asidik, bazik ya da nötralolarak gruplandırınız.

CO, CO2, BaO, K2O, N2O5, SO3

6. Aşağıdaki tepkimelerin ürünlerini yazıp tepkimeleri denkleştiriniz.

(a) CO2(g) + H2O(s)

(b) SO3(g) + H2O(s)

(c) N2O5(k) + 2H2O(s)

(d) CaO(k) + H2O(s)

7. Periyodik tablodan bir periyotta soldan sağa ve bir grupta yukarıdan aşağıyagidildikçe oksitlerin özelliği nasıl değişir?

8. Aşağıdaki tepkimeleri tamamlayıp denkleştiriniz.(a) NaOH(aq) + HF(aq)(b) HF(g) + H2O(s)(c) Ca(OH)2(aq) + CO2 (g)(d) Ba(OH)2(aq) + H2SO4(aq)(e) Al(OH)3(k) + HCl(aq)

9. Aşağıdaki terimleri açıklayıp birer örnek veriniz: Elektrolit, zayıf elektrolit,elektrolit olmayan.

10. Bir asit, örneğin HNO3, hangi durumda elektriği iletir?I. saf haldeII. sıvı haldeIII. sulu çözeltideIV. katı halde.

⎯→⎯⎯→⎯

⎯→⎯⎯→⎯

−−

−

34

3

d) NO(c) HSO(

b) NH(a) OH(

234

34

d) HPO(c) HSO(

Ob) H(a) NH(−−

++


5. BÖLÜMKONU DENETLEME SORULARI

111

11. Sodyum hidroksit, NaOH hangi durumda elektriği iletir?I. katıII. sıvıIII. gazIV. sulu çözeltide

12. Aşağıdaki setleri asitlik kuvveti atacak şekilde sıralayınız.(a) H2SO4, H2SO3

(b) HNO3, HNO2

(c) HF, HBr, HI, HCl(d) HClO, HClO2, HClO3, HClO4

13. HCl kuvvetli, HCOOH zayıf asittir. Bu iki asitin eşit derişimli çözeltilerini(a) Elektriksel iletkenlik(b) Ortamda nötral moleküllerin varlığı(c) pH değeriyönünden karşılaştırınız.

14. Aşağıdaki kuvvetli elektrolitlerin pH sini hesaplayınız.(a) 0.01 M HNO3

(b) 1 M HCl(c) 1 M NaOH(d) 0.005 M Ba(OH)2

15. Aşağıdaki zayıf asitlerin iyonlaşma yüzdelerini ve pH lerini hesaplayınız.(a) 0.2 M HCN Ka = 5 x 10−10

(b) 0.05 M CH3COOH Ka = 2 x 10−5

16. 0.5 M lık HA çözeltisinde pH = 4 olduğuna göre HA için Ka kaçtır?

17. HX için Ka = 1 x 10−7 dir. pH = 4 olan çözeltide HX in başlangıç derişimikaçtır?

18. Hidroliz ne demektir? Asidik ve bazik hidrolizi hangi iyonlar verir?

19. NaOH, Mg(OH)2 ve Al(OH)3 maddeleri bazlık kuvvetleri artacak şekildenasıl sıralanır?

20.

Şekildeki titrasyon eğrisinin eşdeğerlik noktasında pH > 7 dir. Buna göre(a) Eklenen çözelti asit mi, baz mıdır?(b) Titrasyon, hangi tip asit - baz arasında yapılmıştır?

KONU DENETLEME SORULARI

112

21.

yukarıdaki çizelgeyi tamamlayınız.

22. HCN için Ka = 5 x 10−10 olduğuna göre aşağıdaki tepkimenin denge sabiti-ni (hidroliz sabitini) hesaplayınız.

CN−(aq) + H2O(s) HCN(aq) + OH−(aq)

23. Aşağıdaki tepkimelerde Lewis asit ve bazı olarak etkiyen türleri belirtiniz.(a) BF3 + F−

(b) Cu+2 + 4NH3

24.

Şekildeki titrasyonda hangi işlem yapılmıştır?(a) Kuvvetli asite kuvvetli baz eklenmesi (b) Kuvvetli asite zayıf baz eklenmesi(c) Kuvvetli baza zayıf asit eklenmesi(d) Zayıf asite kuvvetli baz eklenmesi

25. Aşağıdakilerden hangileri tampon çözelti çifti olabilir?(a) Kuvvetli baz + kuvvetli asit(b) Kuvvetli asit + onun tuzu(c) Zayıf asit + onun tuzu(d) Zayıf baz + onun tuzu

26. Amfoter madde ne demektir?Hangi maddeler amfoter özellik gösterir?(a) Cu; (b) Zn(c) Al2O3 (d) BeO

27. Na2O, SO3 ve ZnO oksitlerini asidik, bazik ve amfoter olarak sıralayınız.

28. pH = 13 olan bir çözeltiye eşit hacimde saf su eklense [H3O+] derişimi kaçmol/L olur?

29. CaCO3(k) + HCl(aq) tepkimesinin ürünlerini yazıp tepkimeyi denkleştiriniz.

İşaretli soruların cevapları sayfa 182-183-184-185-186’da verilmiştir.

243+)NH(Cu⎯→⎯

−4BF⎯→⎯


asİtler, bazlarve tuzlar asİtler, bazlar ve tuzlar ve bazlar(1).pdf · asİtler, bazlar ve tuzlar...

Documents