– ASÄ°TLER –
Suda çözündüğünde H+ iyonları veren hidrojenli kimyasal türe ASÄ°T denir. Asitler , en eski çaÄŸlardan bu yana tanınan maddelerdir. Sözgelimi , alkol mayalanmasının yanı sıra , asetik mayalanma , yani mikroorganizmaların etkisiyle alkolün sirkeye dönüşmesi daha o dönemlerde biliniyordu. Sirke , bir baÅŸka deyiÅŸle asetik asit , XIII. yy’a kadar bilinen tek asitti. Günümüzde kimya sanayisinin büyük bir bölümü , az sayıda asidin ( sözgelimi sülfürik, nitrik, asetik ve hidroklorik asitler ) üretimine ya da kullanımına dayanır. Antoine Laurent Lavoisier ( 1743-1794 )
bazı maddelerdeki asit niteliÄŸinin , oksijen ( asit doÄŸrudan anlamına gelir ) kapsamalarından kaynaklandığını düşünüyordu. Ama Sir Humphrey Davy ( 1778-1829 ) hidroklorik asitte oksijen bulunmadığını kanıtlayıp , asit özelliÄŸinin hidrojenin davranışından kaynaklanabileceÄŸini ileri sürdü. 1887’de Svante Arrhenius , asitlerin , bazların ve tuzların sudaki çözeltilerinin elektriksel davranışlarını açıklamak için bir iyon ayrışması kuramı geliÅŸtirdi. Elektrolit adını verdiÄŸi maddeleri şöyle tanımladı : ErimiÅŸ ya da suda çözünmüş bu maddeler , elektriÄŸi iletir ve elektrik onları ayrıştırır. Asitler H+ iyonları veren elektrolitlerdir ; bazlarsa tersine , OH- hidroksil iyonlarını oluÅŸturur. Bu , bütün asitlerin , topluca asit iÅŸlevini oluÅŸturan bir özellikler kümesi taşıdığını ortaya koyar.
H+ iyonu , elektronumu yitirmiÅŸ ( e- ) bir hidrojen atomudur. Artı yüklü bu iyonu , anyonlar , özellikle de eksi yüklü hidroksil iyonları çeker. Karşıt yüklü bu iki iyon karşılaÅŸtıklarında , çok kararlı bir su molekülü oluÅŸur ( 555 milyon su molekülünden yalnızca biri ayrışır ). Ayrıca su molekülünün oluÅŸumu sırasında , bir litre suyun sıcaklığını 10oC’tan 23,6oC’ta yükseltecek ölçüde ısı açığa çıkar. Bir litre suda bir mol ( 6,02 * 1023 molekül ) hidroklorik asit çözündürülürse , elde edilen çözeltinin 55 su molü içinde bir mol H+ iyonu ve bir mol CI- iyonu yer alır. Bu , güçlü ya da bütünüyle çözünen bir asittir. Ama bir mol asetik asit , ancak bir molün binde 4,2’si kadar H+ iyonu saÄŸlar ; dolayısıyla bu , zayıf ya da bütünüyle çözünmeyen bir asittir. Söz konusu olaylar , bir çözeltide açığa çıkan H+ iyonu sayısının yalın ve kolay bir biçimde dile getirilmesini gerektirir ; bu nedenle pH’yi ( ya da hidrojen potansiyeli ) tanımlama yoluna gidilir.
Bir litre çözeltide bulunan H+ iyonunun mol sayısı 10-a ‘yla gösterilirse , a’nın deÄŸeri pH’yi verir. Dolayısıyla , litre başına 10-2 mol hidroklorik asit içeren bir çözeltinin pH’si 2’ye eÅŸittir. Gerçekte , H+ iyonu H3O+ ya da H+ (H2O) n hidronyum iyonu biçiminde , bir ya da birçok çözücüye ( yani su molekülüne ) baÄŸlıdır. Bu nedenle renkli ayrıçlar ( gösterge ) katıldığında , asitler H+ iyonlarını onlara verir ve ayraçların yapısında , renginde deÄŸiÅŸime yol açarlar. Bilinen ilk renkli ayraçlar , helyantin çözeltisi ve turnusoldur. Demir , çinko ve alüminyum gibi bazı :-):-):-):-)ller , elektronlarını kolayca bırakır. Bir asit eÅŸliÄŸinde , söz konusu elektronlar iyonlarla birleÅŸerek Hidrojen açığa çıkar ve :-):-):-):-)l , artı yüklü iyon biçiminde çözünür. Bakır , gümüş ve altın gibi :-):-):-):-)llerse , elektronlarını bırakmadıkları için çözelti halindeki asitlerden etkilenmezler. Gerçi nitrik asidin bakırı etkilediÄŸi gözlenir ; ama bu etki , yükseltgen kümesinden [NO3] kaynaklanır ve azot oksit buharları açığa çıkar. Asitler , kireçtaÅŸlarıyla , yani kalsiyum karbonatla tepkimeye girerler : H+ iyonları , Ca2 ve CO32 iyonlarından oluÅŸan billursu yapıyı parçalar ve karbondioksit gazını [CO2] açığa çıkaran bir çözelti oluÅŸur.
Arrhenius kuramı , yalnızca sulu çözeltiler için geçerlidir. Oysa 1923’te Johannes Nicolaus Brönsted kullanılan çözücü ne olursa olsun H+ iyonunun rolünü açıklayan yeni bir tanım önermiÅŸtir. Brönsted’e göre asit , bir H+ iyonu bırakmaya elveriÅŸli bir maddedir ; bazsa , söz konusu iyonu alan maddedir ; dolayısıyla , eÅŸlenik asit-baz çifti ortaya çıkar :
Asit Baz + H+
Aynı yıl , Gilbert Newton Lewis (1875-1946 ) , yansızlaştırmayı , renkli ayraçların tepkimelerini ve katalizi ölçüt alarak , asit özellikleri gösteren bütün maddeleri bir küme içinde toplamaya ve elektron yapılarında ortak bir özellik bulmaya çalışmıştır. Asitler , bazların verdiği elektron çiftini alan ve bir ortak birleşme bağı oluşturan maddelerdir. Bütün Brönsted asitleri bu tanıma girer ( [ H+] iyonu bir elektron çifti alabilir ) ; ama bu tanıma AICI3 , SO3 vb. maddeleri de eklemek gerekir. Brönsted kuramı hidrojenli asitler için kullanılır ; dolayısıyla Lewis asitleri söz konusudur.
Başlıca mineral asitler arasında nitrik asit [ HNO3 ] , hidroklorik asit [HCI ] ve sülfürik asit [ H2SO4 ] sayılabilir. İki H+ iyonu açığa çıkarabilen sülfürik asit , bir diasit oluşturur. Fosforik asitse [ H3PO4 ] bir triasittir ( üç H+ iyonu açığa çıkarır ). Kimya sanayisinde büyük ölçüde üretilen ve tüketilen bu asitler , gübre ( nitratlar ve fosfatlar ) , plastik madde , boya , patlayıcı , parfüm , ilaç sanayisi ürünleri , vb. üretimde ya hammaddeyi ya da ara maddeyi oluşturur. Organik asitler , organik kimyayı ilgilendirir ve en az bir karboksil kökü [ -COOH ] içerirler ; aralarında , temel biyokimyasal maddelerin bileşenlerini oluşturan aminoasitlerin ve yağ asitlerinin de yer alması nedeniyle , çok büyük önem taşır.
Asitlerin büyük çoğunluğu ekşi lezzetlidir. Limonda sitrik asit , sirkede asetik asit tadı vardır. Ancak bazı asitler zehirli , bazıları parçalayıcı olduklarından rasgele tadılmamalıdır. Asit ve bazlarla renk değiştiren maddeler , asit ve bazların çözücüsü olur. Asit ve baz çözücülere ayraç adı verilir. Bir maddenin asit veya baz olduğunu bunlarla anlaşılır. Laboratuarlarda en çok kullanılan ayraç , turnusoldür. Turnusol , mor renkli bitkisel boyadır. Mavi turnusol kağıdı kırmızıya dönüyorsa o madde asit özelliğini taşır.
Asitlerin Bazı Özellikleri :
- Sulu çözeltileri elektrik akımını iletir.
- Mavi turnusol kağıdının rengini kırmızıya dönüştürür.
- :-):-):-):-)llere etki ettiklerinde H2 gazının çıkmasını sağlar.
- Bazlarla birleşerek tuzları oluştururlar.
HCI + KOH KCI + H20
- Çözeltilerinin tadı ekşidir, daha çok suda çözünür.
- Mg , Zn , Fe , Al gibi soy olmayan :-):-):-):-)llere etki ederek bunların tuzlarını oluşturur ve hidrojen gazını açığa çıkarırlar.
Zn + 2HCI ZnCI2 + H2
Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
– SÄ°TRÄ°K ASÄ°T –
Sitrik Asidin Özellikleri :
Sitrik asit , bitki ve hayvanların bilinen :-):-):-):-)bolitleri olan doğal bir bileşiktir. Sitrik asit ; gıda , içecek ve ilaç sanayiinde geniş olarak kullanılan çok yönlü bir bileşiktir.
İlk olarak 1784 yılında , Scheele limon suyundan sitrik asidi izole etmiştir.1893 yılında Wehmer , fungusları şeker çözeltisinde çoğaldıktan sonra sitrik asit ürettiklerini göstermiştir. Günümüzde , mikrobial fermantasyonla ticari olarak sitrik asit üretimi üzerine çalışmalar geliştirilmektedir.
Sitrik Asit Ãœretimi :
Sitrik asit , tarihte , ilk defa limon suyundan kristallendirilerek ; daha sonra , mikrobiyal olarak elde edilmiÅŸtir.
Sitrik asidin ticari olarak mikrobiyal üretimi , 1923 yıllarında başlamıştır. Mikrobiyal üretim şeker ve tuz çözeltisinin yüzeyinde , Aspergillusniger mikroorganizması kullanılarak gerçekleştirilmiştir (Kirk and Othmer 1993).
Sitrik asit fermantasyon prosesinde üç temel teknik vardır.
A. Penicillium ve Aspergillus ‘un sabit veya yüzey kültürü;
B. Sıvı kültürü ( 1930 ) A.niger
C. Katı tabaka kültürü , sürekli kültür , çok-basamaklı
A. Yüzey kültürü
Åžeker içeren steril ortam , çelik veya alüminyum tepsilere dökülerek özel odalara yerleÅŸtirilir. Bu odalar , sıcaklık kontrollü , nemli ve hava sirkikülasyonludur. ÇoÄŸaltılmış A.niger sporları ortama aşılanır ve 28-30O C sıcaklık , %40-60 nemde 8-12 gün bekletilir. Organizma çoÄŸalır , bütün yüzeyi kaplar ve ortam asidikleÅŸmeye baÅŸlar. Fermantasyon sonunda ortamın pH’ı ölçülür , sıvı boÅŸaltılır ve sitrik asit kristallendirilir. Miseller taze ortama eklenerek tekrar kullanılır.
Yüzey prosesleri çok eski prosesler olmasına rağmen , hala kullanılmaktadır. Bunların yerini sıvı üretim prosesleri almaktadır.
B. Sıvı üretim prosesleri
Bu ana prosestir. Fermantörlerde aşılama yapılarak , karıştırma hızı ve havalanma hızı kontrol edilir. Fermantasyon süresi 25-30O C sıcaklıkta 3-5 güne kadar düşer. Fermantasyondan sonra , sitrik asit ekstraksiyonu için sıvı boşaltılır ; misel tekrar kullanılabilir.
Bu metot iki basamaklı prosestir. Bu proseste , önce sporlar çoÄŸalma ortamına aşılanır. 3-4 gün sonra miseller ayrılır ve üretim ortamına eklenir. 25-30O C ’da oksijen gönderilir ve 3-4 gün sonra sitrik asit ekstrakte edilir.
C. Katı hal fermantasyonu :
Bu proses ilk olarak 1935 Chan tarafından bulunmuştur. Uygulaması güç olduğundan endüstriye uygulanmamıştır.
Fermantasyon ortamı , uygun oranda ÅŸeker kamışı melası , patates veya et püresi gibi gözenekli katı materyale tutturulur. Daha sonra spor süspansiyonu aşılanır. Karışım , tepsilerde 25-30O C ’da 6-7 gün inkübe edildikten sonra su ile ekstrakte edilerek deriÅŸtilir ve sitrik asit ekstrakte edilir.
Yarı kesikli , sürekli ve çok basamaklı prosesler patentlidir ve tüm detayı bilinmez.
Kimyasal özellikleri :
Sitrik asit 175OC’nin üzerinde ısıtılırsa akonitik asit , sitrakonik asit , itakonik asit , aseton dikarboksilik asit , karbon dioksit ve suya parçalanır.
Sitrik asit , peroksitler , hipoklorit , persülfat , permanganat , periyodat , hipobromit , kromat , mangan dioksit ve nitrik asit gibi okside edici farklı maddelerin varlığında kolaylıkla okside olabilir. Sitrik asidin hidrojenasyona uğrayarak 1,2,3- propanetri karboksilik asit oluşur.
Trisodyum sitrat , sitrik asidin diğer tuzlarına göre , geniş olarak kullanılan tuzudur. Nötralleşme reaksiyonu oldukça yüksek ekzotermik bir reaksiyondur ( 1109 J/g sitrik asit ).
Sitrik asit , çok değerlikli :-):-):-):-)l iyonları ile şelatları oluşturacak pek çok kompleksler verirler. Bu önemli özelliğinden dolayı , sitrik asit veya sitratlar :-):-):-):-)l bulaşmasının kontrolünde kullanılır.
:-):-):-):-)l iyonu normalde renkli olup ; sitrat varlığında ise , renksiz veya çok az renklidir. Farklı pH koşullarında :-):-):-):-)l hidroksitler çökelebilir ; sitrat kompleksi çözünebilir. :-):-):-):-)l iyonları varlığında , organik moleküller katalitik olarak bozunabilir ; sitrik asit ile :-):-):-):-)l iyonları şelat oluşturarak kararlı kalabilir.
Şelat bir denge reaksiyonudur. Daima , şelat iyonlarıyla birlikte serbest halde :-):-):-):-)l iyonları da bulunabilir.
Sitrik asidin sulu çözeltisi karbon çeliklerine orta derecede korozif etki gösterir. Genellikle cam , fiberglas , polietilen , polipropilen , polivinil klorür ve çapraz bağlı vinil klorür gibi plastikler sitrik asitle korozyona uğramazlar.
Sitrik asit , bitki ve hayvan dokularında geniş olarak bulunur. Sitrik asit , bütün organizmalarda , Krebs çevrimiyle oluşur. Trikarboksilik asit çevrimi veya sitrik asit çevrimi , karbonhidratların , yağların veya proteinlerin suya dönüşümünü içerir. Bu çevrim , organizmanın büyümesi , hareket etmesi , kemosentezi ve yenilenmesi için gerekli enerjiyi sağlar. Aynı zamanda bu çevrim hücre sentezindeki amino asit ve yağlar gibi karbon içeren maddelerin sentezini de sağlar. Bir çok maya , mantar ve bakteri türü sitrik asit çevrimini içerir. Sitrik asit üretim prosesinde bunlardan maksimum ürün verecek türleri seçilir. Bu temele dayanarak , günümüzde sitrik asit üretmek için , ticari fermantasyon prosesleri geliştirilmektedir.
Sitrik Asidin Kullanım Alanları :
Sitrik asidin farklı gıda alanlarında ve endüstriyel uygulamalarda kullanımı çok fazladır. PH ayarlamak için , bir asit olarak ; pH’ı korumak ve kontrol etmek için , bir tampon olarak ; çok deÄŸerlikli :-):-):-):-)l iyonları ile kararlı bir kompleks yapı verecek ÅŸelatör olarak ; emülsiyonları ve diÄŸer çok fazlı sistemleri kararlı kılmak için dağıtıcı madde ( dispersing agent ) olarak ; ayrıca , gıdalarda ve içecek ürünlerinde tat verici olarak kullanılır.
Sitrik asit , sodyum sitrat ve potasyum sitrat karbonatlı ve karbonatsız içeceklerde geniş olarak kullanılır. Meyve suyu , düşük kalorili içecekler ve susuzluk giderici içeceklerde , tek başına ve/veya sitrat tuzlarıyla birlikte tat verici ve antimikrobiyal korumayı artırmak amacıyla kullanılır.
Sitrik asit şekerlere ekşilik vermek için eklenir. Şekerin invesiyonunu önlemek ve maksimum jel dayanımını artırmak için , pektin jelli şekerlemelerde kullanılır. Taze sebzelerin enzimatik olarak kararmalarını önlemek için , sitrik asit ve askorbik asit karışımı kullanılır.
– BAZLAR –
Suda çözündükleri zaman OH- iyonu verebilen maddelere BAZ denir. Bazlar acıdır , çözeltileri kaygandır. Sodyum hidroksit ( NaOH ) veya Kalsiyum hidroksit ( Ca (OH)2 ) gibi bazlar deriyi yakar. Bazlar mor lahanayı yeşile , kırmızı turnusolü maviye çevirirler. Su ile hazırlanan çözeltilerinde hidroksil iyonu meydana gelir. Bazlar asitlerle birleşerek tuz yaparlar. En bol ve ucuz bazlardan biri kalsiyum hidroksittir ( Ca (OH)2 ). Bu maddeye sönmüş kireç de denir.
Asit ya da tuzlar gibi bazlar da bir dizi ayırt edici özelliÄŸi olan kimyasal maddelerdir. Bu özellikler “ baz iÅŸlevi ” adı verilen bir bitin oluÅŸturur. Bazların özel bir tadı
( kül suyu ) vardır. Renkli ayraçlara etki eder ( ftaleini kırmızıya , heliantini sarıya , turnusolu maviye boyar). Aside etkiyerek tuzu oluÅŸturur. Bu tepkime sırasında su ve ısı açığa çıkar. Bazların sulu çözeltileri , iyonlaÅŸmasıyla OH- iyonları doÄŸuran elektrolitlerdir. Çözeltideki iyonlaÅŸma , etkisiz biçimde gerçekleÅŸirse bunlara kuvvetli bazlar denir ( örneÄŸin; sudkostik , potaskostik ). Ama iyonlaÅŸma yalnızca bölümsel olursa , bunlara da zayıf bazlar adı verilir (örneÄŸin ; amonyak ). Bazların formulleri incelendiÄŸine , bu bileÅŸiklerin bir ya da birçok OH grubu içerdiÄŸi görülür. Formullerinde yalnızca bir OH grubu bulunduranlara “ tekbaz ” ( örneÄŸin ; sudkostik : NaOH , amonyak : NH4OH ) , birden çok OH grubu içerenlere ise “ çoÄŸul baz ”
( örneğin ; ikibazlı baryum hidroksit : Ba (OH)2 ) denir.
Her baza bir bazik oksit denk düşer ; bazik oksidin formülü bazın formülünde yer alan OH grupları arasındaki su elenerek elde edilir ; örneÄŸin CaO formülü bazik kalsiyum oksit (sönmemiÅŸ kireç ) , Ca (OH)2 formülüyle gösterilen kireci karşılar. Gerçekte suyun okside etkimesi sonucunda baz elde edilebilir. Bu olgu alkali ve toprak-alkali bazların oluÅŸumunda görülür. Bazlara :-):-):-):-)l hidroksitleri genel adının verilmesi iÅŸte bu uyumdan kaynaklanır. Nitekim bir :-):-):-):-)l hidroksitin genel formülü , M( OH )n biçimindedir. Formüldeki M bir :-):-):-):-)li simgeler. Her :-):-):-):-)lin bu tür bileÅŸikleri vardır ve bu bileÅŸikler arasında aynı anda bir ya da birden çok bazik oksit bulunabilir. ÖrneÄŸin demirin ( Fe ) , bazik oksitleri FeO ( demir II oksit ) ve Fe2O3 ‘ tür ( demir III oksit ) ; dolayısıyla bazlarını demir II hidroksit denilen Fe(OH)2 ve demir III hidroksit adı verilen Fe( OH )3 oluÅŸturur. :-):-):-):-)l hidroksit kavramı , baz kavramını geniÅŸletir ; çünkü bu bileÅŸiklerin büyük bir bölümü suda çözünmez ve baz iÅŸlevleri , temelde , tuzları oluÅŸturan asitlerin etkimesi sonucunda ortaya çıkar. Bu özellikleri bazik oksitler de gösterir.
Arrhenius kuramına göre bir baz , iyonlaştırıcı bir çözücüde çözündüğünde OH-
İyonları veren bir maddedir. Bu tanım yeterince genel bir nitelik göstermez ve özellikle amonyağın ( NH3 ) bazik özelliklerini veremez. Oysa Bronsted ve ardıllarınca yapılan tanıma göre bir baz , H+ iyonu ya da proton alabilen , asit ise proton verebilen bir maddedir. Dolayısıyla bir asidin bir baza etki etmesi ya da proton değişimli bir tepkimeye girmesi kolayca açıklanabilir. Böylece Bronsted kuramına göre iki tür baz ortaya çıkar : bazik moleküller , amonyak ya da aminlerde olduğu ve
CH3NH2 + H+ CH3NH3
Denkleminde görüldüğü gibi bir katyon vererek bir proton bağlar ; bazik anyonlar , asetat iyonlarında olduğu ve
CH3COO- + H+ CH3COOH
Denkleminde belirtildiği gibi bir proton bağlanarak yansız bir molekül oluşturur.
Ne var ki bu örneklerde de CH3COOH molekülü , CH3NH2 molekülü ile CH3COO- anyonun eşlenik asitlerini göstermektedir.
Daha genel bir baz kavramını Lewis’e borçluyuz : baÄŸlanmamış deÄŸerlik elektron çifti taşıyan bir parçacık , molekül ya da iyon , bu elektron çiftini alabilecek bir baÅŸka parçacığa (Lewis asidi ) verebiliyorsa , buna “ Lewis Bazı “ denir. Böylece yarı-kutuplu bir ortakdeÄŸerlik bağı oluÅŸur ( ikincil deÄŸerlik bağı ). Dolayısıyla Lewis , Bronsted asit ve bazlarının ayırt edici niteliÄŸini oluÅŸturan proton deÄŸiÅŸimini tek başına bir asit-baz tepkimesi olarak ele almaz ; buna ek olarak bir organomagnezyum türevinin , bir çözücüye ( adi eter , tetrahidrofuran ) birleÅŸmesini , su amonyak gibi moleküllerin yada siyanür , etilen diamin tetraasetik asit ( E.D.T.A ) gibi iyonların , deÄŸerlik katmanında serbest yörüngeleri bulunan :-):-):-):-)l iyonlarıyla kompleks iyonlar vermesini de bir asit-baz tepkimesi olarak kabul eder :
Cu2 + 4NH3 Cu(NH3)42 +
Bazların Bazı Özellikleri :
- Kırmızı turnusolün rengini maviye , fenolftaleini pembeye boyar
- Genellikle suda çözünürler , çözeltileri elektrolittir. Çözeltilerinin tadı acıdır ve elde kayganlık duygusu yaratır.
- Asitlerle nötrleşme reaksiyonu vererek tuz oluştururlar.
NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O
- Genel olarak :-):-):-):-)llere etki etmezler. Ancak AI , Zn gibi atmosfer :-):-):-):-)llerle , bunların oksitleri ve hidroksitlerine etki ederler.
Zn + 2KOH K2ZnO2 + H2 Al + 3NaOH Na3AIO3 + 3/2 H2
ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O AI(OH)3 + 3KOH K3AIO3 + 3H2O
– DENEYLER —
1) Amaç : Asitlerin özelliklerini anlamak.
Araç ve Gereçler :
- Turnusol kağıdı ( mavi )
- Erlenmayer
- Asit
- Pens
Deneyin Yapılışı : Mavi turnusol kağıdının bir bölümünü eliniz aside değmeyecek şekilde erlenmayerdeki asit çözeltisine batırıp çıkartınız. Turnusol kağıdının kırmızı renk aldığını göreceksiniz.
2) Amaç : Asitlerin :-):-):-):-)llere etkisi.
Araç ve Gereçler :
- 3 Deney tüpü
- Hidroklorik asit çözeltisi
- Demir , çinko , alüminyum parçaları
Deneyin Yapılışı : 3 ayrı deney tüpünün her birine hidroklorik asit koyup sırasıyla demir , çinko , alüminyum parçaları atınız. Her tüpten biraz gaz çıktığı görülecektir. Çıkan gaz , yanıcı özelliktedir. Çünkü bu gaz hidrojendir.
:-):-):-):-)l + Asit çözeltileri :-):-):-):-)lin tuzu + Hidrojen
Zn + 2HCI ZnCI2 + H2
Limonda limon asidi , üzümde tartarik asit , elmada elma asidi bulunur. Tüm sebze meyve suları asit içerir. Sülfürik asit , endüstrinin en önemli ham maddelerindendir. Akü , boya , deterjan , gübre ve patlayıcı madde yapımında kullanılır.
3) Amaç : Bazları tanıma ve özelliklerini anlama.
Araç ve Gereçler :
- Kırmızı turnusol kağıdı - Ca( OH )2 çözeltisi ( kireç suyu )
- NaOH çözeltisi - Beher ( 3 Adet )
- Cam çubuk - Su
- Ampul - Pil ( 1,5 V ) ( 4 Adet )
- Pil yatağı - Bağlantı kabloları
- Krokodili kablolar - Bakır levha ( 2 Adet )
Deneyin Yapılışı : Beherlerden birine kireç suyu diğerine NaOH çözeltisi koyunuz. Her ikisine de ayrı ayrı kırmızı turnusol kağıdını batırınız. Kırmızı turnusol kağıdının rengi maviye çevrildi mi ?
Beher saf su koyunuz. Ampul ışık veriyor mu ? Behere biraz NaOH çözeltisi katıp cam çubuk ile karıştırınız. Ampul ışık verdi mi ? Behere biraz daha çözelti katınız. Ampulün parlaklığı arttı mı?
Aynı deneyi ( CaCOH2 ) çözeltisi ile tekrarlayınız. Gözlemlerinizi yazınız. Deneydeki gözlemlerinize göre aşağıdaki soruları cevaplayınız.
1. Baz çözeltileri kırmızı turnusol ‘u maviye çeviriyor mu ?
- Evet. Çeviriyor.
2. Kırmızı turnusol , bazlar için ayraç olarak kullanılabilir mi ?
- Evet. Kırmızı turnusol bazlar için ayraç olarak kullanılabilir.
3. Baz çözeltileri iletken midir ?
- Evet. Ä°letkendir.
Sonuç : Bazların sulu çözeltileri iletkendir. Çözünen baz miktarı artıkça , çözeltideki iyon miktarı artar. Aynı sürede devreden daha çok elektrik yükü geçer. Akım şiddeti arttığı için ampul daha parlak yanar.
Asit ve bazların tekstile , kağıda ve dokulara etkileri vardır. Söz gelişi , derişik NaOH çözeltisi selüloz ipliklerinin yüzeylerine etki eder. Onların daha parlak olmasını sağlar. Daha parlak hale gelen bu ipliklere merserize iplik denir.
Derişik H2SO4 çözeltisi de selüloza ( kağıda ) etki eder. Tahta , pamuk ve pek çok organik maddeyi kolayca ayrıştırır. Deri , göz ve hücre zarlarında tehlikeli boyutlarda tahrişlere yol açar.
– ASÄ°TLERÄ°N ve BAZLARIN EÅžDEÄžER GRAMI —
Asitlerin Eşdeğer Gramı ;
Bir asidin verebileceği ya da oluşturabileceği hidrojen sayısına denir.
Örnekler :
1) HCI H+ + CI- Td = 1 HCI = 36,5
neÅŸ = 36,5 / 1 = 36,5
2) H2CO3 2H+ + CO3-2 Td = 2 H2CO3 = 62
neÅŸ = 62 / 2 = 31 gr
3) H3PO4 3H+ + PO4-3 Td = 3 H3PO4 98
neÅŸ = 98 / 3 = 32,67
Bazların Eşdeğer Gramı ;
Bir bazın verebileceği ya da oluşturabileceği OH iyonu miktarıdır.
Örnekler :
1) NaOH Na+ + OH- Td = 1 NaOH = 40
neÅŸ = 40 / 1 = 40 gr
2) Ca(OH)2 Ca+2 + 2OH- Td = 2 Ca(OH)2 = 74
neÅŸ = 74 / 2 = 37 gr
3) Al(OH)3 Al+3 + 3OH- Td = 3 Al(OH)3 = 78
neÅŸ = 78 / 3 = 26 gr
– ASÄ°T ve BAZLARIN KUVVETÄ° —
Asitlerin değerlikleriyle , kuvvetli ya da zayıf oluşları arasında doğrudan bir ilişki yoktur. Asitlerin molekül yapısı ile asitlik gücü arasındaki ilişkiler oldukçada karışıktır. Bununla beraber bir asit , iyonlarına ne kadar kolay ve ne kadar çok ayrılabiliyorsa o kadar kuvvetlidir.
Asitleri kendi aralarında kuvvetlilik bakımından şöyle sıralamak mümkündür.
1) Bir periyotta , elementlerin hidrojenli birleşiklerinin asitlik gücü , hidrojenin bağlı olduğu elementin elektronegatifliği arttıkça artar. Örneğin ; 2. Periyotta soldan sağa doğru sıralanan azot
oksijen ve flüorun hidrojenle oluÅŸturdukları NH3 , H2O ve HF ‘ün asitlik güçleri NH3 < H2O < HF sırasında artar. Ancak , asitlik gücünün , hidrojenin baÄŸlı olduÄŸu elementin elektronegatifliÄŸine paralel olarak artması kuralı , yalnızca aynı periyottaki elementlerin hidrojenli bileÅŸikleri için geçerlidir.
2) Periyodik cetvelde bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe elementlerin atom yarı çapları artarken bu elementlerin hidrojenli bileşiklerinin asitlik gücü , hidrojenin bağlı olduğu elementin atom yarıçapı artıkça artar. Örneğin ; VIIA grubunda yukarıdan aşağıya sıralanan flüor klor , brom ve iyodun hidrojenle oluşturdukları asitlerin asitlik gücü HF < HCI < HBr < HI şeklinde değişir. Grupta yukarıdan aşağıya doğru elektronegatiflik azaldığından , elektronegatifliğe bağlı olarak asitlik kuvveti açıklanmaz.
3) Oksijenli inorganik asitlerde , oksijen sayısı artıkça H+ iyonunun koparılması kolaylaşır. Bu nedenle , daha fazla oksijen taşıyan aynı elementlerden oluşmuş asitlerde asitlik kuvveti artar.
Klor elementinin oluşturduğu oksijenli asitlerin kuvveti , HCIO , HCIO2 , HCIO3 , HCIO4 sırasıyla artar. Ancak , bu tür bir karşılaştırma HNO3 - HCIO3 - HIO3 gibi farklı elementlerden oluşmuş oksijenli asitler arasında yapılmaz.
Bazların da değerlikleriyle kuvvetli ya da zayıf oluşları arasında , doğrudan bir ilişki yoktur. Bazlar , çözeltilerinde iyonlarına ne kadar kolay ve çok ayrılabiliyorsa o kadar kuvvetlidir. Ancak bazlık gücündeki değişmeler , elementlerin periyodik özelliklerine göre aşağıdaki genellemelerle açıklanabilir.
1) Bir periyottaki elementlerden türeyen bazların bazlık gücü , bazı oluşturan elementin iyonlaşma enerjisi ( diğer bir tanımla elektronegatifliği ) arttıkça azalır. Çünkü , iyonlaşma enerjisi arttıkça , atomun elektron tutma gücü de artacak , -OH bağının kopması zorlaşacaktır. Periyodik sistemde soldan sağa doru gidildikçe iyonlaşma enerjisi arttığından , soldan sağa doğru sıralanan elementlerin oluşturdukları bazların bazlık gücü de azalır. Örneğin ; ikinci periyotta sıralanan N , O ve F elementlerinin oluşturdukları bileşiklerin bazlık gücü için , NH3 > H2O > HF sıralaması yapılabilir. Periyodik cetvelin üçüncü sıra elementleri olan Na , Mg ve Al elementlerinin oluşturduğu bazların bazlık gücü için de NaOH > Mg( OH )2 > Al( OH )3 sıralamasını yapmak uygundur.
2) Gruplarda aşağıya doğru inildikçe , iyonlaşma enerjisi ( elektronegatifliği ) azalır. Dolayısıyla aynı grup elementlerinin oluşturduğu bazlarda -OH bağının kopması aşağıya doru kolaylaşır , bazlık gücü artar. IIA grubunda yukarıdan aşağıya doru sıralanan Be , Mg , Ca , Sr ve Ba elementlerinin oluşturduğu bazların bazlık gücü , Be( OH )2 < Mg( OH )2 < Ca( OH )2 < Sr( OH )2 < Ba( OH )2 şeklinde değişir.
Asit ve bazların zayıf ya da kuvvetli olmaları iyonlaşma dereceleri ile açıklanabilir. Sulu çözeltilerinde HCI , HNO3 ve H2SO4 gibi asitler , tam olarak iyonlaştıklarından kuvvetli asit , tam olarak iyonlaşmayan NH3 zayıf bazdır.
– SORULAR —
1) N.Åž.A. 448 Litre O3 elde etmek için kaç gram KMnO4’tı H2SO4 ile reaksiyona göndermek gerekir ? ( K =39 , Mn =55 , O =16 )
2KMnO4 + H2SO4 K2SO4 + 2MnO2 + H2O + O3
2 * 158 gr 22,4 lt
X 448 lt
x
X = 448 * 2 158 = 6320 gr KMnO4
22,4
2) 700 cm3 C3H8 ‘ nın su buharı ile reaksiyona girmesi sonucunda meydana gelen hidrojen gazının N.Åž.A. hacmi kaç litredir ?
C3H8 + 6H2O 850 C 3CO2 + 10H2
1 mol Ni 10 mol
700 cm3 X
x
X = 7000 cm3 = 7 litre
3) 20 mol Hidrojen 40 mol CI2 ile reaksiyona girerse N.Ş.A. kaç litre HCI gazı meydana gelir ?
H2 + CI2 2HCI
1 mol 1 mol 2 * 22,4 lt
20 mol X1 X2
x
X1 = 20 mol CI2 reaksiyona girer ,
X2 = 2 * 22,4 * 20 = 896 litre HCI oluÅŸur.
4) %75 saflıkta 282 gr C17H33 – COOH ‘ni katılaÅŸtırmak için N.Åž.A. kaç litre Hidrojen gerekir? ( C = 12 , H = 1 , O = 16 )
C17H33 – COOH + H2 C17H35 – COOH
282 gr 22,4 lt
2000 * 0,75 X
x
X = 22,4 * 2000 * 0,75 = 119 lt
282
5) 1000 gramlık bir KOH çözeltisi Alüminyumla reaksiyona girmesi sonucunda 89,6 lt H2 gazı meydana geliyor. Buna göre KOH % kaç saflıktadır ?( K= 39 , O=16, H=1, Al= 27 )
3KOH + Al K3AlO3 + 3/2 H2
3 * 56 gr 33,6 lt
X 89,6
x
X = 3* 56 * 89,6 = 448 gram KOH
33,6
1000 gr 448 gr KOH saf ise
100 gr X
x
X = 44,8 saflıktadır.
6) Aşağıdaki bileşiklerden hangisi bir asit anhidriti değildir ?
a) SO2 b) P2O5 c) SO3 d) Cr2O3 e) CaO
Çözüm : CaO bir baz anhidritidir. Diğerleri ise bir asit anhidritidir. Baz anhidritleri suda çözündükleri zaman bazları verirler.
CaO + H2 Ca( OH )2
DoÄŸru Cevap : ( e ).
7) Cu - Ag - Mg alışımı üzerine N.Ş.A. H2SO4 dökülüyor. Hangi :-):-):-):-)l veya :-):-):-):-)ller asitten hidrojen çıkartırlar ?
a) Mg - Ag b) Cu - Mg c) Cu d) Ag e) Mg
Çözüm : Asitler , Soy :-):-):-):-)llerle reaksiyona girdikleri zaman H2 gazı vermezler. Çünkü , hidrojen soy :-):-):-):-)llerden daha aktiftir. Onun için Cu - Ag - Mg alaşımında yalnız Mg asitleri H açığa çıkarır.
Mg + H2SO4 MgSO4 + H2
DoÄŸru Cevap : ( e ).
Aşağıda verilen asitlerden hangisi en kuvvetlidir ?
a) HF b) HCIO2 c) HNO3 d) H2CO3 e) CH3 – COOH
Çözüm : Verilenler içinde en kuvvetlisi HNO3 ‘ tir. Çünkü ; asit kökü ile hidrojen arasındaki baÄŸ çok zayıftır. Dolayısıyla daha kolay iyonlarına ayrışır.
DoÄŸru Cevap : ( c ).
9) Aşağıda verilen bazlar içinde en kuvvetlisi olanı hangisidir ?
a) CsOH b) Ba( OH )2 c) AI( OH )3 d) KOH e) NaOH
Çözüm : Periyodik sistemde yukarıdan aşağıya inildikçe :-):-):-):-)l aktifliği ve bazlık kuvveti artar. Aynı zamanda bir bazın kuvvetliği bünyesindeki OH sayısı ile ters orantılıdır. Burada en aktif element Cs olur , dolayısıyla CsOH en kuvvetli bazdır.
DoÄŸru Cevap : ( a ).
10) AÅŸağıda verilen asit – baz çiftlerinden hangisi en kuvvetli asit en kuvvetli baz çiftidir ?
a) NH4OH b) Cad( OH )2 c) NaOH d) ROH e) KOH
HCIO3 H2SO4 H2SO3 HMnO4 HCIO2
Çözüm : Verilenler içinde ROH en kuvvetli baz , HMnO4 en kuvvetli asittir.
DoÄŸru Cevap : ( d ).
– PH – POH HESAPLARI —
Herhangi bir çözeltinin karakterini ( asit , baz veya nötr ) belirtmek için , o çözeltinin PH veya POH ’ ını belirtmek gerekir. PH ve POH hesaplamak için de o çözeltinin Hidrojen iyonu molar konsantrasyonunu veya hidroksil iyonu molar konsantrasyonunu bilmek gerekir. Bir ortamın PH basit ve kaba olarak , PH kağıtları ile tayin edilebilir. Hassas bir PH tayini yapmak için potansiyometrik metot kullanılır.
Su moleküllerinde bulunan hidrojen ve oksijen atomlarını bileştiren bağların kısmen iyonik ve kısmen de kovalent olduğu bilinmelidir. Bu nedenle su son derece zayıf bir iletkendir. Ve iyonlarına ayrılması çok güçtür.
H2O H+ + OH- denklemine göre zayıfça dissosiye olarak ortama eşit miktarda H+ ve OH- iyonlarını verir. Suyun 250 C iyonizasyonu derecesi 18* 10-10 iyon-gram H+ ve 18* 10-10 iyon-gram OH- verir. O halde bir litre suda :
1000 * 18* 10-10 = 10-7 iyon-gram H+
18
1000 * 18*10-10 = 10-7 iyon-gram OH- mevcuttur.
18
Suyun iyonizasyon reaksiyonu denklemine , kütlelerin tesiri kanun tatbikiyle , suyun K denge sabiti bulunur.
K = [H+] [OH-]
[H2O]
Suyun konsantrasyonunu sabit kabul edersek :
KSU = 10-14 = [H+] [OH-] olur.
Suyun iyonlarına ayrışması sonucunda meydana gelen hidrojen iyonları molar konsantrasyonları hidroksil iyonları molar konsantrasyonuna eşit olur. Böylece ortam nötr olur.
PH Tanımı : Herhangi bir çözelti ortamında bulunan hidrojen iyonu molar konsantrasyonun 10 tabanına göre eksi logaritmasına o ortamın pH denir.
Pratik olarak , bir asit çözeltisi çok seyreltik deÄŸil ise , asidin molar konsantrasyonu ortama verdiÄŸi ( H+ ) olarak kabul edebiliriz. Çok seyreltik ise su ‘dan gelen hidrojen iyonu molar konsantrasyonu da hesaba katmak gerekir.
PH = -log( H+ ) = 1 ( 1 )
log( H+ )
Bir asidin kuvvetlilik derecesi bünyesindeki hidrojen sayısına bağlı olmayıp , ortama verdiği ( H+ ) molar konsantrasyonuna bağlıdır. Asit ortama ne kadar çok ( H+ ) veriyorsa
O kadar kuvvetlidir. PH büyüdükçe asitlik azalır.
POH Tanımı : Herhangi bir çözelti ortamında bulunan hidroksil iyonlarının molar konsantrasyonunun 10 tabanına göre eksi logaritmasına , o ortamın POH denir.
Pratik olarak , bir baz çözeltisi çok seyreltik deÄŸil ise bazın molar konsantrasyonu ortama verdiÄŸi ( OH- ) olarak alınabilir. Çok seyreltik ise , su ‘dan gelen ( OH- ) iyonu molar konsantrasyonu da hesaba katmak gerekir.
POH = -log( OH- ) = 1 ( 2 )
log( OH- )
Bir bazın kuvvetlilik derecesi bünyesinde bulundurduğu OH- sayısına bağlı olmayıp, ortama vermiş olduğu ( OH- ) iyonu molar konsantrasyonuna bağlıdır.
Baz , ortama ne kadar çok ( OH- ) iyonu veriyorsa o kadar kuvvetlidir. POH büyüdükçe bazlık azalır. Bir ortamın ( H+ ) ile ( OH- ) çarpımı 10-14 ‘ e eÅŸittir. Bir ortamın PH ile POH toplamı ise 14 ‘ e eÅŸittir.
( H+ ) ( OH- ) = 10-14 Bir ortamın PH = POH = 7 ise ortam nötrdür.
PH + POH = 14 Bir ortamın PH < 7 veya POH > 7 ise ortam Asidik.
Bir ortamın PH > 7 veya POH < 7 ise ortam Bazik.
Konuyla İlgili Örnekler :
1) 0,001 M CH3 - COOH çözeltisinin pH ve pOH ‘ ını hesaplayınız. ( Bu zayıf asidin tam iyonlaÅŸtığını kabul ediniz )
Çözüm :
CH3 - COOH CH3 - COO - + H+
0,001 M 0,001 M
Ortamın ( H+ ) = 0,001 = 10-3 pH = -log ( 10-3 ) = 3 ,
pH + pOH = 14 3 + pOH = 14 pOH = 11
2) 20 gram NaOH ‘ in 500 cm3 suda çözülmesi sonunda meydana gelen çözeltinin pOH ve pH ne olur ? ( Na = 23 , O = 16 , H = 1 )
Çözüm : Önce çözeltinin molar konsantrasyonu bulunur
m = 20 gram m = M1 * M * V
NaOH = 40 1000
V = 500 cm3
M = ? 20 = 40 * M * 500 M = 20 M = 1
1000 20
Molar konsantrasyonu 1 olur.
NaOH Na+ + OH-
1 M 1 M
Ortamdaki ( OH- ) = 1 = 10o
POH = -log( 10o ) = 0 POH = 0 kuvvetli baz pH = 14 olur.
3) Hidrojen iyon konsantrasyonu 5,4 * 10-8 mol / lt olan bir ortamın pH ve pOH ‘ını hesaplayınız.
Çözüm :
pH = -log( H+ ) pH = -log( 5,4 * 10-O ) pH = -log5,4 – log10-8
pH = -0,73 + 8 = 7,27 pOH = 14 – pH pOH = 14 – 7,27 = 6,73
4) Bir çözeltinin ( OH- ) iyonu molar konsantrasyonu 1 * 10-6 M dır. Buna göre çözeltinin pH ‘ ı nedir ?
Çözüm :
Bir ortamın pH ‘ ı , ortamın ( H+ ) ‘ nun 10 tabanına göre eksi logaritmasıdır.
I. Metot :
( H+ ) ( OH-) = 10-14 ( H+ ) = 10-14 = 10-8 M
10-6
pH = log( OH+ ) pH = -log( 1 * 10-8 ) = 8 olur.
II.Metot :
Önce pOH hesaplanır 14 ‘ den çıkarılır ;
pOH = -log( OH- ) pOH = -log(1 * 10-6 ) = 6
pOH + pH = 14 olduÄŸundan pH = 8 olur.
5) PH ‘ ı 5 olan bir eriyik , pH ‘ ı 4 olandan
a) Daha kuvvetli asit c) Daha zayıf asit e) Bilinmez
b) Daha kuvvetli baz d) Daha zayıf bazdır
Çözüm :
Bir asidin veya bazın kuvvetlilik derecesi ortama vermiş oldukları ( H+ ) veya
( OH- ) bağlıdır. Ortama ne kadar fazla ( H+ ) veya ( OH- ) nu veriyorsa o kadar kuvvetlidir. Aynı zamanda pH büyüdükçe ortamın asitliği azalır.
PH ‘ ı 5 olan ortamdaki ( H+ ) = 10-5 M ,
PH ‘ ı 4 olan ortamdaki ( H+ ) = 10-4 M dır.
10-4 > 10-5 ‘ den. Onun için pH ‘ ı 5 olan bir eriyik pH ‘ ı 4 olandan daha zayıftır.
DoÄŸru Cevap : ( c ).
6) Saf suyun pH ‘ ı kaçtır ?
Çözüm :
H2O H+ + OH-
KSU = 10-14 = ( H+ ) ( OH- )
( H+ ) = 10-14 ( H+ ) = 10-7 pH = -log( 10-7 ) = 7
7) 2 litre su da 40 gram NaOH çözülüyor. Meydana gelen çözeltinin pOH ‘ı kaçtır ?
( Na = 23 , O = 16 , H = 1 )
Çözüm :
Öncelikle çözeltinin molar konsantrasyonu bulunur
m = M * M1 * V 40 = M * 40 * 2000 M = 0,5 molar
1000 1000
NaOH Na+ + OH-
0,5 M 0,5 M 0,5 M
Bazın molar konsantrasyonu ortama vereceği OH- konsantrasyonunu verir.
POH = - log( OH- ) POH = - log( 0,5 ) POH = - log( 5 * 10-1 )
POH = - log 5 - log 10-1 POH = 1 – 0,7 = 0,3
( H+ ) iyonu molar konsantrasyonu 10-13 olan bir ortamın pOH ‘ ı nedir ?
Çözüm :
PH = - log( H+ ) pH = - log( 10-13 ) = 13
9) 1 M HCI ‘in pH ‘ , 0,2 M HCI ‘den
a) Daha yüksektir c) Her ikisi de 2 ‘ dir e) EÅŸittir
b) Daha düşüktür d) Birincisi 1 , diÄŸeri 1,2 ‘dir
Çözüm :
pH = - log( 1 ) = 0 pH = - log( 0,2 ) = - log( 2 * 10-1 ) pH = 1 – 0,3 = 0,1
1 M HCI’ in pH = 0 , 0,2 M HCI ‘ in pH = 0,7
DoÄŸru Cevap : ( b ).
10) Litresinde 0,000001 mol H+ iyonu bulunan bir çözeltinin pH ve pOH ‘ını hesaplayanız.
Çözüm :
pH = - log( H+ ) = - log( 10-6 ) = 6 pH + pOH = 10 pOH = 8
– ASÄ°T-BAZ DENGESÄ° YÖNÃœNDEN KAN GAZLARININ –
– YORUMLANMASI —
Asit-Baz dengesi bozukluklarının kliniÄŸi karakteristik deÄŸildir. Ve kan gazları analizi yapılmadan kolay tanı konamaz. Asit-Baz dengesi bozuklukları respiratuvar ve :-):-):-):-)bolik nedenlere baÄŸlı olabilir. Respiratuvar olaylarda asidoz veya alkaloz PaCO2’ndaki deÄŸiÅŸim sonucu geliÅŸir. Respiratuvar bozuklukların göstergesi PaCO2’dir. PaCO2 res. asidozda artar, res. alkalozda ise düşüktür. :-):-):-):-)bolik bozuklukların tanısı en kolay BE deÄŸerindeki deÄŸiÅŸikliklerle konur. :-):-):-):-)bolik asidozda BE deÄŸeri –3mol/L’den düşük , :-):-):-):-)bolik alkalozda ise +3mol/L’den yüksektir.
Asidoz veya alkaloz geliÅŸtiÄŸinde , kompansasyon mekanizmaları ile pH normal sınırlarda tutulmaya çalışılır. Respiratuvar bozukluklarda renal kompansasyon geç geliÅŸtiÄŸinden akut ve kronik respiratuvar bozuklukların ayırt edilmesi gerekir. :-):-):-):-)bolik bozuklukların solunumla kompansasyonu ise hızlı olur. Respiratuvar bozukluklarda primer deÄŸiÅŸiklik PaCO2’ndadır ve HCO2’ların arttırılması veya azaltılması ile kompanse edilir. :-):-):-):-)bolik bozukluklarda ise primer deÄŸiÅŸim HCO2’lardadır ve pH , PaCO2 deÄŸiÅŸtirilerek normale getirilmeye çalışılır.
– ORGANÄ°K MOLEKÃœLLERDE ASÄ°TLÄ°K – BAZLIK —
Organik reaksiyonlarda reaksiyonun yönünü ve ihtimalleri tahmin etmede en önemli faktörlerden biride organik molekülde bulunan atomlara ve bunların elektronegativitelerine bağlı olarak asidik yada bazik yapısını tahmin etmektir.
Asit ve bazlık için bilinen iki tanımlama vardır. Bunlardan birincisi Brönsted-Lowry teoremidir ki : Asit proton ( H+ iyonu ) veren baz ise proton alan moleküller olarak tanımlanır. Organik moleküllerde en bilinen asit türevleri karboksilik asitlerdir. Bir karboksilik asidin proton verme eğilimi nasıl açıklanabilir.
Baz olarak sodyum ve potasyum hidroksit yanında , azot üzerindeki elektron çiftlerinden dolayı amin türevleri , alkollerin konjuge bazları - alkoksitler kullanılmaktadır.
Bazı moleküllerin verebilecek protonları olmadığı halde asit olarak davranmasını Brönsted-Lowry tanımlaması açıklayamaz. Örnek olarak bortriflorür , alüminyum klorür güçlü birer asit olarak davranmalarına rağmen üzerlerinde verebilecekleri protonları yoktur. Bunlar Lewis asit- baz tanımı : Elektron alanlar asit elektron verenler bazdır , tanımı ile açıklanabilirler ve bu tür maddelere genel olarak Lewis asitleri bunlara elektron veren , genelde üzerinde elektron çifti bulunduran maddelere de Lewis bazı denir.
Bunlardan Bortriflorürü inceleyelim. Bor-5-protona sahip bir elementtir ve SP2 hibritleşmesi yapar.
Hibritleşme sonunda bir tane hibrite katılmayan boş P orbitali kalır ki bu orbitalde elektron almaya müsaittir ve asit olarak davranma sebebi bu şekilde açıklanabilir.
