Asitler Ve Bazlar

|

ASİTLER VE BAZLAR

Kimyada günümüze dek, çeşitli asit-baz kavramları önerilmiş ve kullanılmıştır. Bu bölümde günümüzde kullanılmakta olan dört değişik asit-baz incelenecektir. Bu kavramlardan her biri uygun şartlarda kolaylıkla kullanılır; başka bir değişle, kimyacı amacına uygun olan asit baz kavramını kullanabilir.

Önceleri, sulu çözeltilerde deneysel olarak gözlenen özellikler asit ve bazları tanımlamakta kullanılan yegane verilerdir. Buna göre,sulu çözeltilerin tadı ekşi olan, turnusolu kırmızı dönüştüren, bazları nötralleştiren ve bu gibi bazı özellikleri olan maddeler asit; sulu çözeltilerin tadı acı olan, turnusolu maviye dönüştüren, asitleri nötralleştiren ve benzeri işlevlerde bulunan maddeler ise baz olarak tanımlanmıştır. Maddenin yapısı hakkındaki bilgiler ve genellemeler arttıkça, bilim adamları asidik ve bazik özellikler gösteren maddeler ile bu maddelerin yapısal özellikleri arasındaki ilişkileri araştırmaya yöneldiler.

Çözgen Sistemleri

Arrhenius-su kavramındaki ilkeler, başka çözgen sistemleri içinde de asit-baz türlerinin tanımlanmasında kullanılabilir. Bir çözgen sisteminde asit, çözgene özgü katyonu veren maddedir. Böylece çözgen sisteminin asidi ile bazı tepkimeye girdiğinde oluşan ürünlerin bir tanesi çözgenin kendisidir. Tablo 1’de görülebileceği gibi çok çeşitli asit baz çözgen sistemleri geliştirilmiş olup, su sistemi çözgen sistemlerine verilebilecek örneklerden sadece bir tanesidir.

Çözgen Asidik İyon Bazik İyon Tipik Asit Tipik Baz

H2O H3O+ ( H+-H2O ) OH- HCl NaOH

NH3 NH4+ ( H+-NH3 ) NH2- NH4Cl NaNH3

NH2OH NH3OH+

(H+-NH2OH) NHOH- NH2OH-HCl

(NH3OH+.Cl -) K(NHOH)

HC2H3O2 H2C2H3O2+

(H+HC2H3O2) C2H3O2- HCl NaC2H3O2

SO2 SO2+ SO32- SOCl2 Cs2SO2

N2O4 NO+ NO3- NOCl AgNO2

COCl2 COCl+ Cl- (COCl)AlCl4 CaCl2

Çözgen sistemleri arasında, amonyak sistemi, su sisteminden sonra incelenmiş olan sistemdir. Sıvı amonyağın özellikleri (kaynama noktası –33 oC ) suyun özelliklerine çok benzer. Örneğin sıvı amonyakta hidrojen bağları mevcuttur ve amonyak molekülü polardır. Dolayısıyla, sıvı amonyak polar ve iyonik maddeler için mükemmel bir çözgen olup elektrolitleri iyonlaştırıcı özelliğe sahiptir. Ayrıca birçok bileşik sıvı amonyak çözeltisinde, aynen hidratlara benzeyen, ammoniatları oluşturur (örneğin BaBr2 . 8NH3, CaCl2 . 6NH3 gibi).

Bazı iyonlar ise sıvı amonyak çözeltisinde solvatize olurlar (örneğin Ag(NH3)2+ ; Cr(NH3)63+ gibi ). Elektrolitlerin sıvı amonyak çözeltileri elektriği iyi ilettikleri halde, saf sıvı amonyağın iletkenliği, aynen suyunki gibi oldukça düşüktür.

Suyun elektriksel özellikleri, bu bileşiğin kendi kendine iyonlaşmasından (oto iyonizasyon) kaynaklanır.

2H20 óH3O+ + OH-

Sıvı amonyak da, çok düşük oranda, kendi kendine iyonlaşır ve bu tepkime, saf sıvı amonyağın elektriği iletmesine neden olur.

2NH3 óNH4+ + NH2-

Sıvı amonyak çözeltisinde amonyum iyonu, NH4+, oluşturulan bütün bileşikler asit, amid iyonu, NH2-, oluşturulan bütün bileşikler ise bazdır.Buna göre amonyak sisteminde nötralleşme tepkisi kendi kendine iyonlaşmanın tam tersidir.

NH4+ + NH2- – à 2NH3

Amonyak sisteminde de asit-baz tepkimelerini incelemek amacıyla indikatörler kullanılır.Örneğin potasyum amidin, KNH2, sıvı amonyak çözeltisinde fenolftalein kımızı iken, çözeltiye KNH2’e eşdeğer miktarda amonyum klorür ilave edildiğinde fenolftalein renksiz olur.

Sıvı amonyak sisteminde amonyum iyonu,nötralleşme tepkisinin yanısıra, suda hidronyum iyonunun verdiği tepkimelere benzeyen başka tepkimelerde verir. Örneğin sodyum gibi bazı aktif metaller amonyum iyonu ile tepkimeye girerken hidrojen açığa çıkarır.

2Na(k) + 2NH4+ à 2Na+ + H2(g) + 2NH3(s)

Amid iyonunun tepkimeleri ise hidroksil iyonunun tepkimelerine benzer.

Zn(OH)2(k) + 2OH- à Zn(OH)42-

Zn(NH2)2(k) + 2NH2- à Zn(OH2)42-

Hg2+ + 2OH- à HgO(k) + H2O

3Hg2+ + 6NH2- à Hg3N2(k) + 4NH3

Amonyak sistemine ait birçok özelliği ve tepkimeleri önceden tahmin edilmiş ve su sistemindeki bileşiklerin çok daha iyi bilinen kimyası ile karşılaştırılarak aralarında ilişki kurulmuştur.Gerçekten de, değişik çözgen sistemlerinin incelenmesi, sudan başka çözgenlerde gerçekleşen tepkimeler hakkında bilgimizin önemli ölçüde artmasına neden olmuştur.

Brönsted Asit ve Bazlarının Kuvvetliliği

Brönsted kavramında asitlerin kuvvetliliği proton verme yatkınlıklarına, bazların kuvvetliliği ise proton alma yatkınlıklarına bağlıdır.

Asit1 Baz2 Asit2 Baz1

HCl + H2O ó H3O + Cl-

Yukarıdaki tepkime, soldan sağa doğru, hemen hemen tam olarak gerçekleşir.Öyleyse HCl’ün proton verme eğitimi H3O-’unkinden fazladır ve denge tamamen sağa kaymıştır; buna göre HCl, H3O+’dan daha kuvvetli bir asittir. Ayrıca, bu tepkimeden H2O’un Cl-’den daha kuvvetli bir baz olduğu kolayca anlaşılır; çünkü proton kapma yarışında H2O mölekülleri protonların hemen hemen hepsini almışlardır. Kuvvetli asit olan HCl’ün konjüge bazı olan Cl- zayıf bir bazdır.

Kuvvetli asitlerin proton verme eğilimi çok büyük olduğundan, bu asilerin konjüge bazları zayıf olacaktır; çünkü bu konjüge bazların proton alma ve tutabilme eğilimleri çok azdır. Bu nedenle asit ne kadar kuvvetli ise konjüge bazı o kadar zayıf olur. Benzer şekilde, kuvvetli bir baz protonları kuvvetli bir şekilde çekeceğinden, bu baz, protonlarını kolaylıkla vermeyen zayıf bir aside konjügedir.Baz ne kadar kuvvetli ise bu bazın konjüge aside o kadar zayıf olur.

Asetik asit 1,0 M’lık çözeltisinde, 25 oC de %0,42 oranında iyonlaşır. Buna göre, aşağıdaki denge sol tarafa kaymıştır.

Asit1 Baz2 Asit2 Baz1

HC2H3O2 + H2O ó H3O+ + C2H3O2-

Bu tepkime de, baz görevini yapan asetat iyonları ile su molekülerinin protonları için yarışması şeklinde irdelenebilir. Dengenin korunumu, C2H3O2 iyonunun H2O’dan daha kuvvetli bir baz olduğunu göstermektedir.Dengede protonlar H2O yerine asetat iyonları ile birleşip H3O+ iyonlardan daha çok HC2H3O2 molekülleri oluşturmuşlardır. Ayrıca, H3O+’nun HC2H3O2’den daha kuvvetli bir asit olduğu sonucunu da çıkarabiliriz.

Çünkü dengede proton kaybeden H3O+ iyonlarının sayısı, HC2H3O2 moleküllerinin sayısından fazladır. Bu örnekte daha kuvvetli olan C2H3O2- bazının daha zayıf asidi olan HC2H3O2 ile konjüge olduğunu bir kez daha belirtelim.

Yukarıdaki açıklamalardan çıkan diğer bir sonuç da şudur: bir asit-baz tepkimesinde denge, daha zayıf olan asidin ve daha zayıf olan bazın oluşması lehindedir. Böylece, HCl ile H2O’un tepkimelerinde, HCl’den daha zayıf olan H3O- asidi ile H2O’den daha zayıf Cl-bazının denge derişimleri yüksektir. Oysa asetik asit çözeltisinde H3O+ ile C2H3O2- nın denge derişimleri düşüktür. Çünkü asitler arasında kuvvetli olan H3O+, bazlar arasında kuvvetli olan ise C2H3O2- dır.

Brönsted kavramı Arrhenius kavramının genişletilmiş bir şeklidir.Arrhenius kavramına göre kuvvetli asitler, örneğin HCl, kuvvetli elektrolit gibi davranırlar, yani bu asitler suda hemen hemen %100 oranında iyonlaşarak H3O+ derişimi yüksek olan çözeltiler oluştururlar.

Arrhenius kavramında zayıf asitler, örneğin asetik asit, zayıf elektrolitler; suda tam olarak iyonlaşmalar ve sulu çözeltilerinde H3O+ derişimi düşüktür. Brönsted sisteminde çok daha fazla madde asit olarak sınıflandırıldığı halde, Arrhenius kavramına göre asit olarak tanımlanan maddeler de Brönsted kapsamına girerler; başka bir deyişle Arrhenius asitleri de proton veren maddelerdir.

Brönsted sisteminde asitler, belli bir baza proton verme yeteneklerine göre sınıflandırılır. Söz konusu baz su ise, Arrhenius-su istemindeki asitlerin kuvveti Brönsted kavramı kullanılarak da açıklanabilir. Örneğin kuvvetli Arrhenius asitleri H3O+’dan kuvvetli olan asidik olan maddelerdir. Zayıf Arrhenius asitleri ise H3O+’dan daha zayıf olan asitlerdir.

Yukarıdaki açıklamalardan anlaşılacağı gibi su (yani çözgen) asitlerin kuvvetlerini etkiler. H3O+’dan daha kuvvetli olan asitler suda hemen hemen tamamıyla iyonlaşırlar.

HClO4 + H2O ó H3O+ + ClO4-

HCl + H2O ó H3O+ + Cl-

HNO3 + H2O ó H3O+ + NO3-

Derişimleri birbirinin aynı olan HClO4, HCl ve HNO3’in sulu çözeltileri aynı asitlik kuvvetlerine sahipmiş gibi davranırlar.Çünkü yukarıdaki asitler, su ile vermiş olduğu tepkimeler sonunda eşdeğer miktarda H3O- iyonu oluştururlar ve sulu çözeltilerinin asit özellikleri H3O iyonundan kaynaklanır. Bu nedenle suyun H3O+’dan daha kuvvetli asitler üzerine bir eşitleme etkisi yada aynı düzeye getirme etkisi (Leveling effect) yaptığı söylenir. Bu yüzden, çözeltide bulunabilen en kuvvetli asit, suyun konjüge asidi olan H3O+ iyonudur. H3O+’dan daha zayıf asitler üzerine suyun herhangi bir eşitleme etkisi yoktur. Örneğin HC2H3O2 H3PO4, HNO2, H2S ve diğer zayıf asitler suda çok farklı oranlarda iyonlaşırlar ve dolayısıyla suda farklı oranlarda H3O+ oluştururlar.

Eşitleme etkisi su dışındaki bazı çözgenlerde de görülür.Örneğin sıvı amonyak çözeltilerinde bulunabilen en kuvvetli asit, amonyağın konjüge aside olan NH4+’dır. HC2H3O2, NH4+’dan daha kuvvetli bir asit olduğundan, asetik asit sıvı amonyak içindeki çözeltisinde hemen hemen tamamen iyonlaşır.

HC2H3O2 + NH3 ó NH4+ + C2H3O2-

Suda tamamen iyonlaşan HNO3, metanol(CH3OH) çözeltisinde kısmen iyonlaşır.Bunun nedeni,NHO3’in metanolin konjüge asidi olan CH3OH2-‘dan daha zayıf bir asit olmasıdır.

HNO3 + CH3OH ó CH3O2+ + NO3-

Asit olarak görev yapabilen çözgenlerin bazlar üzerine de eşitleme etkisi vardır.Sulu çözeltide bulunabilen en kuvvetli baz, suyun konjüge bazı olan OH- iyonudur. NH-2 ve H- gibi OH-’den daha kuvvetli olan birçok bazik madde bulunduğu halde, bu maddeler sulu çözeltide sudan proton alarak eşdeğer miktarda OH- iyonları oluştururlar ve dolayısıyla, bu çok kuvvetli bazik maddeleri bazlık kuvveti, suda azaltılmış ve OH- iyonunun bazlık düzeyine getirilmiş olur.

H2O + NH2 ó NH3 + OH-

H2O + H- ó H2 + OH-

Suyun dışında, diğer bazı çözgenlerin de bazları eşitleme özelliği vardır. H- ve NH2- bazlık kuvvetleri sulu çözeltide aynı olduğundan bunların bazlık kuvvetini ayırt edebilmek için başka çözgenlerle olan tepkimelerini incelemek gerekir. Hidrür iyonu, H-, sıvı amonyakla tepkimeye girerek Hidrojen ve amid iyonu verir ve bu tepkime tamamıyla sağa eğilimlidir.

NH3 + H- ó H2 + NH2-

Bu tepkimeden anlaşılacağına göre, hidrür amit iyonundan daha kuvvetli bir bazdır; çünkü sıvı amonyak çözeltisinde H-‘ün bazlığı, sıvı amonyak çözeltisinde var olabilin en kuvvetli bazın, yani NH3’ün konjüge bazı olan amit iyonunun bazlığına eşitlenmiştir.

Brönsted tanımını, Arrhenius’ünkinden daha da genişletmiştir. Temelde, Arrhenius kavramı kapsamı içine sadece bir tane Brönsted bazı girer; bu da OH- iyonudur. Arrhenius kavramına göre kuvvetli bazlar suda tamamen iyonlaşırlar ve OH- iyonu derişiminin yüksek olduğu çözeltiler oluştururlar. Aslında NaOH gibi bileşikler saf halde dahi iyonik olup NaOH- molekülleri yoktur.Yine Arrhenius kavramına göre zayıf baz çözeltileri , suda düşük OH- derişimine neden olan maddelerle (örneğin NH3) hazırlanır.

Brönsted sisteminde daha bir çok madde baz olarak sınıflandırılır.Ayrıca bu sistemde baz olan NaOH bileşiği değil NaOH’in OH- iyonudur. Arrhenius tanımına göre, NaH veya Na2O çözeltileri bazik özelliklerini H- ve O2- nin su ile tepkilerinde sonra çözeltinin bir NaOH çözeltisi olmasına borçludurlar.

H2O + H- ó H2 + OH-

H2O + O2- ó OH- + OH-

Hidroliz

Bir iyonun, H3O+ veya OH- oluşturmak üzere su ile verdiği tepkimeye hidroliz denir.Bu tür tepkimeler aslında Brönsted asit-baz tepkimeleridir. Suda baz gibi davranabilen anyonlar (aşağıdaki tepkimede B-) hidroliz tepkimesine girer.

Asit1 Baz2 Asit2 Baz1

H2O + B- ó HB + OH-

Yukarıdaki hidroliz tepkimesinde su asit gibi davranır ve anyona bir proton verir. Bir anyonun hangi oranda hidrolize gireceği anyonun bazlık kuvvetine bağlıdır ve çzöeltideki OH- iyonu ile anyonun bağıl derişimleri hidroliz’in ne oranda gerçekleştiğinin bir göstergesidir.Yüksek ran hidrolize giren anyonlar, konjüge asitleri zayıf olan kuvvetli bazlardır.

Aşağıdaki tepkimede hidroliz tam olarak gerçekleşir (%100 oranda).

H2O + H- ó H2 + OH-

Bu tepkimede hidrolize giren anyon (H-), OH-‘den daha kuvvetli bir baz olup bu anyonun konjüge asidi olan H2 ise H2O’dan çok daha zayıf bir asittir. %100 oranda hidroliz(tam hidroliz) ancak bu tür anyonlarda görülen bir özelliktir. Ayrıca, yukarıdaki tepkime, suyun, OH-‘den daha kuvvetli bazlar üzerine yaptığı eşitleme etkisini de göstermektedir.

Diğer taraftan bâzı anyonlar Cl-, hiç hidrolize girmez.

H2O + Cl- ó HCl + OH-

Cl- iyonu son derece zayıf bir bazdır ve konjüge asidi olan HCl’de yalnız sudan değil H3O+’dan daha kuvvetli bir asittir.Aslında HCl sulu çözeltide asitlik bakımından H3O+ile eşitlendiğinden, orta derişimdeki (ne yüksek,ne düşük) sulu çözeltilerde ölçülebilir miktarda HCl molekülleri bulunmaz. Başka bir değişle, Cl- iyonu suda sudan proton alamayaak kadar zayıf bir bazdır. Konjüge asitleri H3O+’dan daha kuvvetli olan anyonlar suda hidroliz tepkimesi vermezler.

Birçok anyonun sulu çözeltideki davranışı, yukarıda verilen ve iki zıt uçtaki örnekleri oluşturan H- ve Cl-‘ün arasındadır. Aşağıda asetat iyonun hidrolizi gösterilmiştir.

H2O + C2H3O2 ó HC2H3O2 + OH-

C2H3O2- iyonu OH-‘den daha zayıf bir baz olmakla birlikte Cl- kadar zayıf değildir. Asetat iyonunun konjüge asidi olan HC2H3O2’de suda daha kuvvetli bir asit olduğu halde HCl ve H3O+’dan daha zayıftır. Bu neden suyun asetik asit üzerine bir eşitleme etkisi yoktur ve H C2H3O2 molekülleri sulu çözeltide bulunabilirler.Yukarıda gösterilen hidroliz tepkimesi küçük bir oranda gerçekleşir ve denge daha çok sola kaymıştır. Bunun nedeni, eşitlikte yazıldığı gibi zayıf baz ve zayıf asidin sol tarafta bulunmasıdır. Bununla birlikte herhangi bir sodyum asetat çözeltisinde ölçülebilir derişimde, diğer bir değişle kırmızı turnusolü maviye dönüştürecek derişimde, asetat iyonunun hidrolizinden oluşan OH- iyonu bulunur. Konjüge asitleri sudan daha kuvvetli, ancak H3O+’dan daha zayıf olan C2H3O2-, CN-, NO2- ve S2- gibi anyonlar sulu çözeltide tam olamasa da ölçümlerle saplanabilecek oranlarda hidroliz tepkimesi verirler.

Metal katyonları suda hidratize olurlar ve hidratize olmuş bu katyonların bazı hidroliz tepkimesi veririler.Örneğin, aliminyum klörür,cinko klörürür ve demir. III klorür çözeltileri, katyon hidrolizi ile asidik özellik gösterirler. Aşağıda Zn(H2O)62+ şeklinde göstereceğimiz hidratize çinko iyonunun hidrolizi gösterilmiştir.

Bu hidroliz tepkimesinde Zn(H2O)62+ iyonu bir asit gibi davranır ve H2O ya (baz) bir proton verir.Zn2+ iyonuna koordine edilmiş su molekülü asidik özelliği arttırır.

H

Zn O

H

Kaynaklar:

Modern Üniversite Kimyası (Cilt 2 S.167 S.168 S.169)

Ana Brittanica ( Cilt12 S.115-S.116-S.117)

Güvender Kimya

Previous

Atom Ve Yapısı

The Begınnıng:

Next

Yorum yapın