konu anlatım 05.qxp

5. BÖLÜM
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
Svante ARRHENIUS
(1859 - 1927)
Elektrolitlerin ayrışması
konusunda çağını
aşandüşünceler üreten
İsveç’li kimyacı Arrhenius,
1903’te Nobel Ödülünü aldı.
Nobel ödülü aldığında
sonuçları şöyle tanıtıldı:
“Kimyacılar ve fizikçiler bu
sonuçları ne kimya,ne de
fizik olarak tanımladı. Bunlar
gerçekte bu ikisi arasında
köprüdür.” Büyük kimyacı
fizikokimyanın temellerini
atmış oldu.
Asitler ve bazlar, madde sınıflamasının en önemli kavramlarından biridir. Bu
maddeler tipik testlerle tanınır. Örneğin asitler, ekşimsi tatta(limon gibi), sulu
çözeltileri elektriği ileten, mavi turnusolu kırmızıya boyayan, aktif metallerle (Zn,
Sn gibi), hidrojen gazı açığa çıkaran bileşiklerdir. Bazlar ise acımsı tatta, dokununca kayganlık duyusu veren (sabun gibi), asitleri nötrleştiren bileşiklerdir. Bu
özellikleri bileşiğin yapısıyla bağdaştırma yönündeki ilk yaklaşım 1880'li yıllarda
Svante Arrhenius (1859-1927) tarafından yapılmıştı. Asitlerin, bazların ve tuzların sulu çözeltilerinin elektriği iletmesini çözeltide iyon varlığına bağlayan
Arrhenius şu hipotezi öne sürmüştü: "Suda iyonlaşıp H+ veren madde asit, OH−
veren madde bazdır.” Buna göre her asidin yapısında H+ halinde ayrılmaya elverişli hidrojen atom ya da atomları, bazın yapısında da hidroksil grubu (OH) bulunur.
Henüz iyonik ve kovalent bağın, atomun yapısının bilinmediği bir zamanda
ortaya konan bu düşünce, uzun süre olgunun tek açıklaması olarak kaldı. Ama
giderek bu olgunun açıklayamadığı olgular birikti. İlk genel sorun, sulu ortamda
protonun nasıl bulunduğuydu. Proton (H+), yarı çapı öteki pozitif iyonlardan yüz
binlerce kat küçük (10−13 cm), çok yoğun bir pozitif tanecikti. Bu iyon asitten nasıl
kopuyor ve suda nasıl bulunuyordu? İkinci sorun, yapısında hidroksil grubu yer
almadığı halde, amonyak (NH3), sodyum sülfür (Na2S), sodyum karbonat
(Na2CO3) gibi maddelerin baz davranışı göstermesiydi. Ayrıca yapısında OH
grubu olduğu halde CH3OH, C2H5OH gibi birçok maddede baz özelliği göstermiyordu. Atom ve moleküllerin yapısı aydınlatıldıkça asitlik ve bazlık kavramları da
yeni içerikler kazandı.
5.1 SU İYONLARI ve pH
Su çok az da olsa elektriği iletir. Araştırmalar, bu iletme saf suda var olan
aşağıdaki iyon dengesinin neden olduğunu gösteriyor :
H2O(s)
H+(aq) + OH−(aq)
Yine araştırmalar, H+ (proton) in suda tek başına değil, su moleküllerine
bağlanmış olarak bulunduğunu, suda başlıca H3O+ (H+ + H2O) şeklinde olduğunu
destekliyor.
H3O+ iyonuna hidronyum iyonu denir. Buna göre suyun iyon dengesi daha
tam olarak şöyle yazılabilir :
H2O(s) + H2O(s)
H3O+(aq) + OH−(aq)
+
−
Bu dengenin denge bağıntısı K = [H3O ] [OH ] şeklindedir.
[H2O] 2
87
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
Bilindiği gibi sıvı suyun derişimi sabit bir değerdir; K ile sıvı H2O derişimi (iki
sabit) 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 derişimini
çoğaltıp diğerini azaltan maddelerdir.
Asitler, sulu çözeltilerine hidronyum iyonu (H3O+) derişimini artıran maddelerdir.
Bazlar, sulu çözeltilerinde hidroksil iyonu (OH−) derişimini artıran maddelerdir.
Asitler, bir ya da daha çok hidrojen atomunun elektronegatifliği yüksek atom ya
da atom gruplarına bağlı olduğu moleküler yapılı maddelerdir. Bir asidi HA ile
simgelersek 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 örneğin
CO2, SO2 ya da Al+3 de asit özelliği gösterir :
CO 2 (aq )+ H2O (s ) ⎯⎯→ H2CO3 (aq )
H+ (aq )+ HCO3− (aq )
Al+ 3 (aq )+ H2O (s ) ⎯⎯→ AIOH+ 2 (aq )+ H+ (aq )
Benzer durum bazlar için de geçerlidir. NaOH, Mg(OH)2, Na2O, NH3 bazdır;
N2O, CH3OH ise baz değildir.
Mg (OH )2 (k ) ⎯⎯⎯→ Mg+2 (aq )+ 2OH− (aq )
H2 O
Na2O (k ) ⎯⎯⎯→ 2Na+ (aq )+ 2OH− (aq )
H 2O
NH3 (g ) ⎯⎯⎯→ NH+4 (aq )+ OH− (aq )
H2O
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 zaman
kısaca H+ şeklinde göstereceğiz.
5.1 ÖRNEK
Sudaki 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
88
SU İYONLARI, pH
5.2 ÖRNEK
[H+] = 0.002 M olan çözeltide [OH−] kaç M'dır? Bu çözelti asit mi, baz mıdır?
ÇÖZÜM
[H + ] = 2 x 10 − 3 M , [H + ] [OH − ] = 1 x 10 −14 olduğundan
[2 x 10 − 3 ] [OH − ] = 1 x 10 −14
[OH − ] = 5 x 10 −12 M bulunur.
Şimdi hidroklorik asit (HCl)'in suda nasıl çözündüğüne bakalım. HCl, oda
koşullarında gaz olan, polar moleküllü bir maddedir. Bunun kütlece %37-38'lik
sulu çözeltisinin yoğunluğu 1.19 g/cm3’dür; derişimi 12 M’dır. HCl suda kimyasal
tepkime vererek çözünür; bu sırada hidrojen ve klor iyonlarına parçalanır.
H2O
HCl ( g) ⎯⎯⎯→ H + (aq) + Cl − (aq)
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.
H2O
NaOH (k ) ⎯⎯⎯→ Na + (aq) + OH− (aq)
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 ölçeği
türetilmiştir.
pH, sulu çözeltideki hidrojen iyonu (ya da hidronyum iyonu) derişimin negatif
logaritmasıdır:
pH = − log [H + ] = log
[H + ] = 1x 10
+a
1
[H + ]
M ⇒ pH = a
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 < 7
Baz çözeltilerinde, pH > 7
Saf suda ve nötral çözeltilerde, pH = 7
89
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
5.3 ÖRNEK
Aşağıdaki 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 ÖRNEK
pH = 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 ÖRNEK
İyon 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
5.2 ASİTLERİN GENEL ÖZELLİKLERİ
* Limon gibi ekşimsi tatta, yakıcı bileşiklerdir.
* İndikatör (belirteçler) denen bazı organik maddelerle tepkimeye girip ren
değişmesine neden olurlar. Turnusol, asitli ortamda kırmızı bazik ortamda mavi
renk alır. Fenol ftalein ise asitli ortamda renksiz, bazik ortada pembe renk alır.
Sarı renkli metiloranj, asitli ortamda kırmızı renk alır. Yani aynı belirteçle aynı
rengi veren çözeltilerin pH leri ya aynı ya da birbirine çok yakındır.
*Sulu çözeltileri elektriği iletir, yani asitler elektrolit maddelerdir. Bunun
nedeni suda iyonlaşmaları, oluşan iyonların sürekli hareketinin iletkenliği sağlamasıdır. Asitlerin iyonlaşmasında protonun H3O+ durumunda olduğu bilinmektedir.
90
ASİTLERİN GENEL ÖZELLİKLERİ
HClO4 (aq )+ H2O (s ) ⎯⎯→ H3O + (aq )+ ClO −4 (aq )
HClO4 (aq ) ⎯⎯→ H
ya da kısaca
(aq )
(aq )
H2SO 4 (aq )+ H2O (s ) ⎯⎯→ H3O + (aq )+ HSO −4 (aq ) ya da kısaca
H2SO 4 (aq ) ⎯⎯→ H + (aq )+ HSO −4 (aq )
+
+ ClO −4
*Asitler, bazlarla nötrleşme tepkimesi verir.
Nötrleşme, şu biçimlerde gösterilebilir :
Asit + Baz ⎯⎯→ Tuz + su
HCl (aq )+ KOH (aq ) ⎯⎯→ KCl (aq )+ H2O (s )
H2SO 4 (aq )+ Ba (OH )2 (aq ) ⎯⎯→ BaSO 4 (k )+ 2H2O (s )
Nötrleşmede, asitten gelen H+'nın mol sayısı ile bazdan gelen OH−'ın mol
sayısının eşit olması temel önem taşır. Bunun için nötrleşme basit, ama öz
biçimiyle şöyle belirtilebilir :
H + + OH − ⎯⎯→ H2O
Buna göre, örneğin 1 mol HCl ile 1 mol NaOH ;
1 mol Ba(OH)2 ile 2 mol HCl nötrleşebilir :
Ba (OH )2 ⇒ 2OH
x mol
−
← ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ → 2HCl
2x mol
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 ile
CH3COOH tepkimeye girince nötral bir çözelti değil, hafif bazik bir çözelti oluşur
(bu durumu konunun hidroliz kısmında ele alacağız). Çünkü oluşan tuz nötral
değildir.
* Asit çözeltileri, Mg, Al, Zn gibi soy olmayan metallerle H 2(g) açığa
çıkararak tepkimeye girer:
Zn(k) + 2H+(aq) ⎯⎯→ Zn+2(aq) + H2(g)
91
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
Burada; Zn atomları yükseltgeniyor; H+ iyonları indirgeniyor.
*
Asitler, karbonatlarla etkileştiklerinde CO2(g) açığa çıkarırlar :
CaCO 3 (k )+ 2HCl (aq ) ⎯⎯→ CaCl2 (aq )+ H2O (s )+ CO 2 (g )
Na2CO3 (k )+ H2SO 4 (aq ) ⎯⎯→ Na2SO 4 (aq )+ H2O (s )+ CO 2 (g )
* Bir asidin suda suya, nötrleşmede baza verdiği proton sayısına onun
"değerliği" denir.
HClO4, HI, HNO3, CH3COOH …….. 1 değerli
H2SO4, H2SO3, COOH…....... 2 değerli
H3PO4……… 3 değerliği
* Kuvvetli ve zayıf asitler vardır. Sulu çözeltilerinde iyonlaşma yüzdesi yüksek olan ve pratik işlemlerde % 100 iyonlaştığı var sayılan asitlere kuvvetli
asitler denir. Başlıca kuvvetli asitler ; HClO4, HNO3, HI, HBr, HCl ve H2SO4 (birinci aitliği kuvvetlidir) (5.2 Tablo). Kuvvetli asitlerin sulu çözeltilerin deki asit derişimi, 10−6 M'dan büyük olduğu sürece; "[H+] = asidin başlangıç derişimi" alınabilir. Bu durumda asitten gelen H+ derişimi yanında suyun öz iyonlaşmasından
gelen H+ derişimi önemsenmeyebilir. Örneğin 0.001 M HCl çözeltisinde [H+] = 1
x 10−3 M ve pH = 3 olur. Bunun anlamı şudur : kuvvetli asitten gelen H+, suyun
iyon dengesini geri yönde kaydırır. Bu durumda suyun iyonlaşması o derece
azalır 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 ÖRNEK
Aşağıdaki çözeltilerde pH kaçtır?
(a) 0.01 M HCl
(b) 2 x 10−4 M HNO3
ÇÖZÜM
HCl 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 = 3.7
Zayıf asitlerde iyonlaşma yüzdesi düşüktür. Zayıf asit çözeltilerinde nötral
asit molekülleri ile asidin iyonları dengede bulunur. HA gibi bir zayıf asidin sudaki iyonlaşması
92
BAZLARIN GENEL ÖZELLİKLERİ
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.
Ka =
[ H+ ] [ A − ]
[ HA ]
5.3 BAZLARIN GENEL ÖZELLİKLERİ
Zayıf asit çok seyreltik olmadığı sürece başlangıç değişimi yanında iyonlaşan derişim ihmal edilecek boyutlarda olur.
* Bazlar, acımsı tatta, yakıcı, kırmızı turnusolu maviye boyayan, asitlerle nötrleşen maddelerdir.
* Sulu çözeltileri elektriği iletir; yani bazlar elektrolit maddelerdir:
NaOH (k ) ⎯⎯→ Na + (aq )+ OH− (aq )
NH3 (aq )+ H2O (s ) ⎯⎯→ NH+4 (aq )+ OH− (aq )
*Asitlerle nötrleşme tepkimesi verirler:
Baz + Asit ⎯⎯→ Tuz + Su
NaOH(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 tepkimeye girmelidir? (HNO3 : 63 g/mol)
ÇÖZÜM
pH = 7 olması demek tam olarak nötrleşme olsun demektir. Başka deyişle
OH−'in mol sayısı ile H+ 'nın mol sayısı eşit kılınmalıdır :
NaOH ←⎯ ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ ⎯⎯→ HNO3
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. Toprak
alkalilerin hidroksitleri içinde en kuvvetlisi Ba(OH)2'tir. Kuvvetli bazlarda bazlık
∞ 'dur. Bunun için bazın derişimi 10−6 M'dan büyük
sabitleri çok büyük ya da Kb=∞
−
olduğu sürece; (OH ) = CB (bazın derişimi) alınır. NH3 ve onun organik türevleri
olan aminler zayıf bazlardır.
NH3(aq) + H2O(s)
NH4+(aq) + OH−(aq)
CH3NH2(aq) + H2O(s)
CH3NH3+(aq) + OH−(aq)
Na2O ve CaO kuvvetli bazlardır.
O −2 (aq )+ H2O (s ) ⎯⎯→ 2OH− (aq )
93
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
5.8 ÖRNEK
2 x 10−4 M'lık NaOH çözeltisinde pH kaçtır?
ÇÖZÜM
NaOH kuvvetli bir baz olduğu için tümüyle ayrışır. Bu ayrışmadan gelen
(OH−) sudakine göre çok büyüktür.
NaOH ⎯⎯→ Na + (aq )+ OH − (aq )
2 x 10 − 4 M
5.3 TABLO
Kuvvetli Asit ve Bazlar
2 x 10 − 4
[H+] [OH−] = 1 x 10−14
[H+] [ 2x 10−14] = 1 x 10−14
[H+] = 5 x 10−11 M’dir.
5.9 ÖRNEK
0.55 M'lık NH3 çözeltisi için [H+], [OH−] ve pH kaçtır? Kb = 1.8 x 10−5
ÇÖZÜM
NH3 (aq)+ H2O (s )
NH+4 (aq)+ OH− (aq)
Amonyak çözeltisinde başlangıç derişimi yanında iyonlaşan derişim ihmal
edilebilir.
Kb =
x2
= 1.8 x 10 − 5 ‘den x = [OH−] = 1x10−3 M ve
0.55
[H+] [OH−] = 1 x 10−14 den [H+] = 1 x 10−11 ve pH = 11 bulunur.
5.10 ÖRNEK
25°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
NH3 (aq) + H2O ( s)
NH+4 (aq) + OH− (aq)
(a) 0.02 M'lık NH3 % iyonlaştığına göre 0.02 x
olur.
(b) [NH3] = 0.02 − 6 x 10−4 ≅ 0.02 M
94
3
= 6 x 10 − 4 M’lık iyonlaşma
100
Mg(OH)2 tam iyonlaşma anlamında kuvvetli
bazdır; ama suda az
çözündüğü için Mg(OH)2
in sulu çözeltisinde OH−
derişimi yüksek değildir.
∅NSTED - LOWRY ASİT ve BAZ KURAMI
BR∅
(c) NH3 için K b =
[NH+4 ] [OH− ] ( 6 x 10 −14 ) ( 6 x 10 −4 )
=
= 18 x 10 −6 = 1.8 x 10 −5
[NH3 ]
(0.02)
(d) Ortama NH4Cl eklenmesi demek dengedeki NH+4 derişimini artırmak
demektir. Dengede 6x10−4 M NH+4 bulunduğunu biliyoruz. Bu değer, eklenen
0.04 M yanında ihmal edilebilir; yani NH+4 için denge derişimi 0.04 alınabilir.
[NH4+ ] [OH− ]
(0.04)
=
= 1.8 x 10 −5 ve (OH− ) = 9 x10 −6 M bulunur.
[NH3 ]
(0.02) (OH− )
Kb =
∅NSTED - LOWRY ASİT ve BAZ KURAMI
5.4 BR∅
Asit ve baz tepkimelerinin yapısını temel alarak ilk kuram, 1923'te
Danimarkalı kimyacı Johannes Bronsted (1879 - 19479) ve İngiliz kimyacı
Thomas M. Lowry (1874 - 1936) tarafından ortaya atıldı. Bu kurama göre bir
tepkimede
*
*
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 sulu
çözeltilere uygulanabilir. Örneğin HCl ile NH3 birleşip NH4Cl oluşurken HCl'den
NH3'e proton transferi olur; HCl asit, NH3 bazdır.
Cl
H + NH3
baz
asit
Cl
asit
+
+ NH 4
baz
Amonyağın suda çözünmesi şöyledir :
H2O (s )+ NH3 (aq )
NH+4 (aq )+ OH− (aq )
Bu olayda Br∅nsted - Lowry terimleriyle konuşursak H2O proton veriyor
(asit), NH3 proton alıyor (baz). Bu yorum geri tepkime için de yapılabilir. Geri
yörüngedeki tepkimede (tepkime bir denge tepkimesidir) NH4 proton verici
(asit), OH− proton alıcı (baz) dır. Gerçekten NH4Cl ve NaOH çözeltileri
karıştırılırsa NH4+ ve OH− aşağıdaki gibi tepkime verir :
H2O (s )+ NH3 (aq )
NH+4 (aq )+ OH− (aq )
asit
asit
baz
baz
Bir tepkimede proton veren türlere Br∅nsted asidi, proton verdikten sonra
oluşan köke de Br∅nsted bazı denir. NH+4 ile OH− arasındaki tepkimede NH+4
asit, NH3 onun bazıdır. NH+4 - NH3 ya da H2O - OH− çiftlerine eşlenik baz çifti
denir.
95
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
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 verebilen asit; kuvvetli baz da protonu öteki bazlardan daha kolay alabilen bazdır.
Şimdi HCl'nin sulu çözeltisine bakalım:
HCl (aq )+ H2O (s ) ⎯⎯→ H3O + (aq )+ Cl− (aq )
asit
baz
asit
baz
HCl' nin kuvvetli bir asit olduğunu ve bu tepkimenin ürün yönünde tamamlandığını biliyoruz. Bu durumda ortamdaki iki asidi, HCl ile H3O+, kuvvetleri
açısından karşılaştırabiliriz. Açıktır ki HCl, H3O+'den daha kuvvetli bir asittir.
HCl (aq )+ H2O (s )
kuvvetli
asit
H3O + (aq )+ Cl− (aq )
zayıf
asit
Kuvvetli ve zayıf terimlerinin göreli olduğu unutulmamalıdır. Aşağıda göreceğimiz gibi H3O+, HF'ye göre kuvvetli asit durumundadır.
Asit - baz tepkimelerinde tepkimenin yönelimi zayıf olan yönünedir. Bunu
anlamak için asetik asitin sudaki çözeltisine bakalım:
CH3COOH (aq )+ H2O (s )
CH3COO − (aq )+ H3O + (aq )
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 durumda 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
CO3−2 (aq )+ H2O (s )
HCO3− (aq )+ OH− (aq )
tepkimesinde eşlenik asit - baz çiftlerini belirtiniz.
ÇÖZÜM
İleri yöndeki tepkimeye bakılırsa, H2O, proton verici yani asit; CO3−2 proton
alıcı yani bazdır. H2O proton verince OH−'e dönüşüyor. H2O - OH− bir asit baz
çiftidir; HCO3− proton verince CO3−2 ’e dönüşüyor. HCO3− - CO3−2 çifti diğer
eşlenik asit baz çiftidir.
96
∅NSTED - LOWRY ASİT ve BAZ KURAMI
BR∅
5.12 ÖRNEK
(a) HI, HNO2 , PH+4 , HSO −4 türlerinin eşlenik bazlarını belirtiniz.
(b) HSO 4− , H2O, NH2− ve F − 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 davranabilir; yani hem asit hem baz olabilir.
HSO 4− (aq) + H2O(s)
HSO −4 (aq) + H+ (HCl)
H3O+ (aq) + SO4−2 (aq) (asit olarak )
H2SO4 (aq)
(baz olarak )
5.13 ÖRNEK
S−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 eğiliminin bir ölçüsüdür. Kuvvetli bir asit, yüzde yüz iyonlaşan ve sulu çözeltisinde
nötral 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 0.1
M Na+(aq) ve 0.1 M OH−(aq) içerir :
NaOH (k ) ⎯⎯2⎯→ Na + (aq )+ OH− (aq )
H O
Alkali metallerin (1A grubu elementlerinin) hidroksitleri kuvvetli elektrolitlerdir. Toprak alkali metallerin (2 A grubu elementlerinin) hidroksitler de Be hariç - kuvvetli elektrolittir. Ancak bunların çözünürlükleri laboratuarda kullanım 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.
HCl (aq )+ H2O (s ) ⎯⎯⎯
⎯→ H3O+ (aq )+ Cl− (aq ) K a = 1x 107
Denge sabitinin çok büyük oluşu tepkimenin tümüyle ürünler yönünde istemli olduğunu gösterir. Başka deyişle HCl'in proton vericiliği, H3O+'in proton vericiliğinden (geri tepkime) çok yüksektir.
97
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
5.14 ÖRNEK
Hidrosiyanik 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?
ÇÖZÜM
−
HCN, 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 daha
−
−
istemlidir. 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, (CH3 )2 NH+2 , zayıf bir asittir ve suda çok az iyonlaşır.
(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 proton bağlayıcılığı zayıftır ( HCl kuvvetli asit).
98
KİMYASAL YAPI ve ASİTLİK - BAZLIK
5.5 KİMYASAL YAPI ve ASİTLİK-BAZLIK
Asitler bir ya da daha çok hidrojen atomunun elektronegatifliği yüksek atom
ya da atom gruplarına bağlı olduğu moleküllerden oluşur. HX gibi bir asit
molekülü, suda H - X bağı kırılarak ve çözücü moleküllerine proton vererek
çözünür.
Ametalik elementlerde atom numarası arttıkça asitliğin arttığı 6A grubu elementlerinde de (O, S, Se, Te) görülür. H2O < H2S < H2Se < H2Te sırasında asitlik 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 bağdan iki adet içerir.
Oksiasitlerde OH grupları merkez atomuna bağlanmıştır. Y merkez atomunu
göstermek 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 durumda
HOY bağı kovalent karakterlidir. 5.5 Tablo'da otoborik asit (H3BO3), hipoiyodür
asidi (HOI) ve metanol (CH3OH) ün yapıları ve asitliği veriliyor.
5.5 TABLO Ortoborik Asit, Hipoiyodür Asiti ve Metanolun Asitlik Sabitler
99
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
Oksiasitlerin özelliği için iki basit kural vardır :
1. Merkez atomu konumundaki Y'nin elektronegatifliği (EN) azaldıkça asitlik
kuvveti 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 anyonun asitliği o denli zayıftır:
SO −42 < HSO −4 < H2SO 4
5.16 ÖRNEK
Aşağıdaki 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 elektronegatifliği oksijeninkinden düşüktür. Öte yandan halojenlerin hidrojenli
bileşikleri H2O'dan daha güçlü asitlerdir. Buna göre asitliğin artış sırası NaH <
AsH3 < H2O <HI şeklindedir.
(b) Oksiasitlerde merkez atomunun oksitlenme basamağı (değerliği) arttıkça
asitlik kuvveti de artar. Buna göre H2SeO4'ün asitliği en fazladır. Asitlik artışı
H2O < H2SeO3 <H2SeO4 şeklindedir.
5.17 ÖRNEK
Aşağıdaki 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
100
BAZI ANYONLARIN
SUDAKİ NİTELİKLERİ
TUZ ÇÖZELTİLERİNİN ASİT-BAZ ÖZELLİKLERİ
5.6 TABLO Oksitlerin Asitlik ve Bazlığı
Şimdi örneğin NH4+ ve CH4 moleküllerini karşılaştıralım. Bu iki tür, aynı elektronik 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 NH bağlarının polarlığı C-H bağlarından büyüktür. Buna bağlı amonyum iyonu
asidik iken CH4 ne asit ne bazdır.
NH4+ (aq )
H+ (aq )+ NH3 (aq ) K a = 5.6 x 10 −10
CH4 (aq)
H+ (aq) + CH3− (aq). Tepkime olmaz.
Periyodik tabloda, bir periyottaki elementlerin hidrojenli bileşiklerinin özellikleri incelenince, metal hidrürlerinin bazik, metal hidrürlerinin asidik olduğu
görülür. Bir periyotta kovalent bağ yapan bileşiklerde elektronegatiflik farkı arttıkça asitlik kuvveti de artar.
ASİTLİK KUVVETİ ARTAR.
NaH (k ) + H2O (s) ⎯⎯→ Na+ (aq) + H2 (g) + OH− (aq)
Periyodik tabloda bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe elektronegatiflik
azalır. HX tipindeki halojen asitlerinde, elektronegatiflik azaldıkça asitlik kuvvetinin arttığı görülür. HF'de elektronegatiflik farkı en çoktur; F atomunun çapı
küçük olduğu için hidrojeni sıkıca bağlar ve bu nedenle HF zayıf bir asittir.
Halojen atomu çapı arttıkça asitlik kuvveti artar; bunun için HI en kuvvetlidir.
5.6 TUZ ÇÖZELTİLERİNİN ASİT-BAZ ÖZELLİKLERİ
HİDROLİZ
Bir metal iyonu yada amonyum iyonu (NH4+) ile bir asit kökünden oluşan
bileşiklere tuz denir. Tuzlar iyonik bağlı bileşikler kategorisine girer, katı hald
elektriği iletmezler, ancak erimiş halleri (sıvıları) ve sulu çözeltileri elektriği iletir.
Bazı tuzların suda çözünmesiyle tuzun katyon ve anyon su molekülleriyle
101
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
sarılır; bu sırada suyun iyon dengesi bozulmaz. Örneğin NaCl, KI, KNO3 gibi
tuzların katyon ya da anyonları su molekülleriyle tepkimeye girer ve sudaki iyon
eşitliğini 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− üretir.
* NaX tuzunda Na+ kuvvetli bazdan (NaOH) gelmelidir ve hidroliz tepkimesi
vermez; 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.
NH +4 (aq )+ H2O (s )
NH3 (g )+ H3O + (aq )
Zn + 2 (aq )+ H2O (s )
ZnOH + (aq )+ H + (aq )
Metal iyonlarının hidroliz olma özelliği iyon yüküne ve iyon çapına bağlıdır.
5.7 Tablo'da görüldüğü gibi iyon yükünün iyon çapına oranı büyüdükçe asidik
hidroliz sabiti de büyür. Buna göre pozitif yoğunluğu arttıkça iyonun H2O
moleküllerini 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. Çok
seyreltik çözeltiler vermediği sürece, hidroliz olan iyonların derişimi yanında su
ile tepkimeye giren derişim önemsenmeyebilir.
Sodyum asetat, CH3COONa, tuzunun hidrolizine bakalım. Bu tuz,suda asetat, CH3COO− ve sodyum iyonlarını, Na+, verir. Na+, verir. Na+ iyonu hidroliz
olmaz, asetik iyonu ise şöyle hidroliz olur :
CH3COO−(aq) + H2O(s)
CH3COOH(aq) + OH−(aq)
Bu tepkimenin bazik hidroliz sabiti, Kh söyle olacaktı:
Kh =
[ CH3COOH ] [OH− ]
[CH3COO − ]
Bağıntıda pay ve payda [H+] ile çarpılırsa K h = K su
Ka
NH+4 (aq )
NH3 (aq )+ H+ (aq )
NH3 (aq )+ H2O (s )
Ka =
elde edilir.
[NH3 ] [H+ ]
[NH+4 ]
NH+4 (aq )+ OH− (aq )
İki tepkime taraf tarafa toplanırsa H2O (s )
Kb =
H
+
[NH3 ]
(aq )+ OH (aq )
elde edilir ve bu sırada iki denge sabiti çarpılır. Ka x Kb = Ksu
102
[NH+4 ] [OH− ]
+
ASİT ve BAZLARIN LEWİS KURAMI
Genel bir sonuç olarak, bir asidin sabiti ile onun eşlenik bazının bazlık sabiti
çarpımı, su iyonları çarpımına eşittir.
Ka x Kb = Ksu = 1 x 10−14
Bu sonuç asidik hidrolizler için de geçerlidir. Amonyum klorür, NH3Cl, tuzunun hidrolizine bakalım. Cl-,kuvvetli asitten geldiği için hidroliz olmaz; NH4+ ise
zayıf baz olan NH3'ün eşlenik asididir ve şöyle hidroliz olur :
NH+4 (aq )
NH3 (aq )+ H+ (aq )
Bu tepkimenin asidik hidroliz sabiti, Kh şöyle olacaktır.
Bağıntıda pay ve payda OH− ile çarpılırsa
Kh =
Kh =
[NH3 ] [H+ ]
[NH+4 ]
K su
elde edilir.
Kb
5.8 TABLO Tuzlar ve Nitelikleri
5.7 ASİT ve BAZLARIN LEWİS KURAMI
Br∅nsted - Lowry asit - baz kuramı, Arrhenius kuramının daha genişletilmiş
halidir ve bu kuram nötrleşme olaylarını proton transferiyle açıklar. Ancak proton transferiyle açıklanamayan nötrleşme tepkimeleri de vardır. Örneğin triflorür
ve amonyak arasındaki tepkimeye bakalım :
103
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
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 çiftlerinin 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 kullanımı 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 ortaklanmamış elektron çifti barındırır
O 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 ya
da bazlığı, sulu ortam dışında, üstelik proton alış verişinin yokluğunda açıklayabilmesidir.
BF3(g) ile NH3(g) tepkimesinde NH3'deki bağ yapmamış bir elektron çiftine
oktet 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 yorumu
şöyledir : Tepkimede F− iyonu, ortaklanmamış elektron çifti sağlayan ve bu
nedenle baz olan bir iyondur. BF3 ise oktet açığı olan ve elektron çiftini alan
maddedir; yani asittir.
Benzer yorumu AlCl3 + Cl− ⎯⎯→ AgCl4− tepkimesi için de yapabiliriz.
Burada Cl−, baz; AlCl3 ise asit konumundadır.
5.18 ÖRNEK
Aşağıdaki tepkimelerde Lewis asidi ve Lewis bazı olan türleri belirtiniz.
( a ) CN− (aq )+ H2O (s )
(b ) Zn + 2 (aq )+ 4NH3 (aq )
104
HCN (aq )+ OH− (aq )
Zn (NH3 )4+ 2 (aq )
TAMPON ÇÖZELTİLER
ÇÖZÜM
− şeklindedir; bu iyon HCN'ye
(a) CN− iyonunun Lewis yapısı
dönüşürken C'daki bağ yapmamış elektron çiftine bir H+ bağlanır. CN− elektron
çiftinin 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 :
Zn+2 + 4 ( NH3
Asit
) ⎯⎯→
Zn (NH3
)4+2
Baz
5.8 TAMPON ÇÖZELTİLER
Seyreltmekle ve az miktarda asit ya da baz eklemekle, pH'ı pratikçe
değişmeyen çözeltilere tampon çözeltiler denir.
Asitliği kontrol sorunu, kimyada ve dahası biyolojik süreçlerde çok önemli bir
sorundur. Çünkü saf suya bir damla asit eklense pH =6 dolayını bulur. Zayıf bir
asit ve tuzunu ya da zayıf bir baz ve onun tuzunu içeren çözeltiler ise az miktarda olmak üzere su, asit ya da baz eklenmesine karşı pH'ını sabit tutmak için
direnirler.
Zayıf bir asit olan asetik asitle, kuvvetli bir baz olan sodyum hidroksitin oluşturduğu sodyum asetat tuzunun karışımı asidik tampona örnektir. CHCOOH /
CH3COONa tamponunda şu iki denge vardır;
CH3COOH
CH3COO − + H+ (Zayıf asitin iyonlaşması)
CH3COO − + H2O
CH3COOH + OH−
( Tuzun hidrolizi )
Ortama asit eklendiğinde CHCOO − iyonları, bunu azaltmaya; baz
eklendiğinde de CHCOOH, bunu yok etmeye yönelir. Kısacası ortamda H+ ya
da OH− eklenmesini ortadan kaldıracak türler vardır. Birinci dengenin denge
sabiti Ka = 1.8 x 10−5; ikincinin denge sabiti Kb = Kh = 5.7 x 10−10 olduğu için
ortamda ilk denge egemendir. Buna göre olay, zayıf asit dengesine “ortak iyon
etkisi” gibide düşünülebilir.
Ka =
[ CH3COO − ] [ H+ ]
[ CH3COOH ]
Dengesinde yer alan CH3COO− her iki dengeyi sağlayan ortak iyondur.
Tuzdan gelen yanında asitten gelen çok az olduğu için [CH3COO−] [Tuz] alınabilir. O halde, tampon çözeltiler için:
Ka =
[ Tuz ] [H+ ]
[ Asit ]
ya da [ H+ ] = K a .
yazılabilir.
[ Asit ]
[ Tuz ]
5.19 ÖRNEK
0.2 mol asetik asit ve 0.36 mol sodyum asetat 1 L'lik sulu çözeltide bulunuyor.
(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.)
105
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
ÇÖZÜM
(a )
CH3COO −
CH3COOH
Ka =
+ H+
(0.36 )( x ) = 1.8 x 10−5 ' den x = [ H+ ] = 10−5 M ve pH = 5
(0.20 )
bulunur.
(b) n = 1.46 = 0.04 mol / L
36.5
Bu kadar HCl, asetat iyonu ile bileşerek aynı derişimde CH3COOH oluşturur.
Buna karşılık baz, CH3COO−, miktarı da o kadar azalmıştır.
CH3COO − + HCl ⎯⎯→ CH4COOH + Cl−
0.04
0.04 ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ → 0.04
[ CH4COOH ] = 0.20 + 0.04 = 0.24 M
[ CH3COO − ] = 0.36 . 0.04 = 0.32 M
Bu değerler asetik asit dengesinde yerine konarak [H+] bulunur.
CH3COOH
CH3COO − + H+
0.24
0.32
x
x . (0.32 )
= 1.8 x 10 − 5 ' den x = [ H+ ] = 1.3 x 10 −5 M ve
(0.24 )
pH = 5 − log1.3 = 4.9
(c) Bu çözeltiye NaOH eklersek, eklenen OH−, ortamdaki H+ iyonlarıyla birleşip onun derişimini düşürecektir. Buna karşılık asetik asit, daha fazla iyonlaşıp tepkimeyi ürünler yönüne kaydırır.
Eklenen NaOH, asetik asitle tepkimeye girer ve bunun sonucunda asitin mol
sayısı 0.04 mol kadar azalır. Ama oluşan CH3COONa'ın da ayrışmasıyla asetat
iyonu derişimi 0.04 M kadar artar.
5.9 ASİT-BAZ KARIŞIMLARI TİTRASYON EĞRİLERİ
Asit - baz tepkimeleri, kimyasal analizde kullanılan en önemli tepkimelerdir.
Bu tepkimeler sonunda tuzlar oluşur. Asit ya da bazdan birinin tuz iyonlarının
hidrolizine göre sonuç çözelti, asidik ya da bazik olabilir. Ortamın pH değişmesi de belirteç (indikatör) denen maddelerin tipik renkleriyle izlenebilir. Bir asit
çözeltisine baz bir baz çözeltisine asit çözeltisinin yavaş yavaş eklenerek pH
değişmesinin izlenmesine titrasyon denir. Eklenen madde hacmi ile pH
değişmesini gösteren grafikler de titrasyon eğrilerini oluşturur. Bir asit - baz
titrasyonunda, aynı değerlikli asit ve bazın eşit sayıda mollerinin karşılaştığı pH
değerine eşdeğerlik pH'ı denir. Herhangi bir asit - baz titrasyonunda eşdeğerlik
noktası pH si, o anda oluşan tuzun pH'ıdır.
Kuvvetli Asit - Kuvvetli Baz Titrasyonları
Kuvvetli bir asit ile kuvvetli bir asitin titrasyonunda pH = 7 noktasında nötrleşme olur. Böyle bir olayın titrasyon eğrisi 5.şekilde ve pH değişmesi de 5.9
Tabloda gösteriliyor. NaOH ve HCl çözeltilerinin eşit derişimde eşit hacimleri
karıştırıldığında pH = 7 olur.
106
ASİT - BAZ KARIŞIMI TİTRASYON EĞRİLERİ
5.9 TABLO 0.1 NaOH Çözeltisi ile 100 mL 0.1 M HCl Çözeltisinin Titrasyınu
5.1 ŞEKİL
50 mL 0.1 M HCl
çözeltisinin 0.1 M NaOH
ile titrasyon eğrileri
5.20 ÖRNEK
50 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?
ÇÖZÜM
Önce 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 mol
Bunların farkı :
(5 x 10−3 mol H+) - (4.9 x 10−3 mol OH−) = 1 x 10−4 mol H+
[ H+ ] =
1 x 10 −4 mol
≅ 1 x 10 − 3 M ve pH = 3' tür.
0.099 L
(b) 50 mL 0.1 M HCl çözeltisindeki H+ ile 50 mL 0.1 M NaOH çözeltisindeki
OH− 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 mol
Bunların farkı:
(15 x 10−3 mol OH−) − (5 x 10−3 mol H+) = 10 x 10−3 mol OH−
[ OH− ] =
1x 10 −2 mol
0 .2 L
= 5 x 10 − 2 M ;
[ H+ ] = 2 x 10 −13 M ve pH = 13 − log 2 = 12.7
Kuvvetli Baz - Zayıf Asit Titrasyonları
50 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 baz
eklediğimizde oluşan tuzun (CH3COONa) hidrolizi nedeniyle ortam baziktir
(pH > 7'dir). 5.5 Şekil (a) böyle bir titrasyon eğrisidir.
107
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
Kuvvetli Asit - Zayıf Baz Titrasyonları
0.1M 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. ÖRNEK
50 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
5.2 ŞEKİL
25 mL 0.15 M NaOH
çözeltisinin 0.1 M HCl ile
titrasyonu
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 olduğu
anda NH3'ün 50 mL'den daha azı eklenmiş durumdadır.
5.3 ŞEKİL
25 mL NaOH(aq)’in 0.1 M HCl(aq)
ile titrasyonu
5.4 ŞEKİL
25 mL 0.1 M HCOOH (aq)’in
0.15 M NaOH(aq) ile titrasyonu
5.5 ŞEKİL
(a) Zayıf asitin kuvvetli bazla titrasyonu
(b) Zayıf bazın kuvvetli asitle titrasyonu
108
5.5 Şekil (b)
25 mL 0.1 NH3
çözeltisinin 0.1 M HCl
çözeltisiyle titrasyonu
ASİT - BAZ KARIŞIMI TİTRASYON EĞRİLERİ
5.22 ÖRNEK
50 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] =
1x10 −3 mol
= 1x10 − 2 M
0 .1 L
[CH3COOH− ] =
1.8 x10 −3 mol
= 1.8 x10 − 2 M
0 .1 L
CH3COOH (aq)'in denge bağıntısından H+ derişimini bulabiliriz:
Ka =
(
)
[CH3COO − ] H+ ]
1.8 x 10 −2 M [H+ ]
=
= 1.8 x 10 − 5 ' den
[CH3COOH]
1x10 − 2 M
[H+] = 1 x 10−5 M ve pH = 5 bulunur.
5.23 ÖRNEK
Aşağıdaki 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
109
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
5. BÖLÜM
KONU DENETLEME SORULARI
1. Asit ve baz terimlerini
* Arrhenius tanımı açısından
* sulu çözeltiye göre
* proton alışverişine göre tanımlayınız
2. H2O(s)+CN−(aq)
olarak etkiyen türleri belirtiniz
O
HCN(aq)+OH−(aq) tepkimesinde asit ve baz
3. Aşağıdaki türlerin eşlenik (konjuge) bazını yazınız.
(a) NH+4
(b) H3O+
(c) HSO −4
(d) HPO3− 2
4. Aşağıdaki türlerin eşlenik (konjuge) asitini yazınız.
O
(a) OH−
(b) NH3
(c) HSO−4
( d) NO3−
5. Periyodik tablodan yararlanarak aşağıdaki oksitleri asidik, bazik ya da nötral
olarak 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 aşağıya
gidildikçe 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.
O
110
10. Bir asit, örneğin HNO3, hangi durumda elektriği iletir?
I. saf halde
II. sıvı halde
III. sulu çözeltide
IV. katı halde.
KONU DENETLEME SORULARI
O
11. Sodyum hidroksit, NaOH hangi durumda elektriği iletir?
I. katı
II. sıvı
III. gaz
IV. sulu çözeltide
O
12. Aşağıdaki setleri asitlik kuvveti atacak şekilde sıralayınız.
(a) H2SO4, H2SO3
(b) HNO3, HNO2
(c) HF, HBr, HI, HCl
(d) HClO, HClO2, HClO3, HClO4
O
13. HCl kuvvetli, HCOOH zayıf asittir. Bu iki asitin eşit derişimli çözeltilerini
(a) Elektriksel iletkenlik
(b) Ortamda nötral moleküllerin varlığı
(c) pH değeri
yönünden karşılaştırınız.
O
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
O
16. 0.5 M lık HA çözeltisinde pH = 4 olduğuna göre HA için Ka kaçtır?
O
17. HX için Ka = 1 x 10−7 dir. pH = 4 olan çözeltide HX in başlangıç derişimi
kaçtır?
18. Hidroliz ne demektir? Asidik ve bazik hidrolizi hangi iyonlar verir?
O
19. NaOH, Mg(OH)2 ve Al(OH)3 maddeleri bazlık kuvvetleri artacak şekilde
nasıl sıralanır?
O
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?
111
ASİTLER, BAZLAR ve TUZLAR
21.
yukarıdaki çizelgeyi tamamlayınız.
22. HCN için Ka = 5 x 10−10 olduğuna göre aşağıdaki tepkimenin denge sabitini (hidroliz sabitini) hesaplayınız.
HCN(aq) + OH−(aq)
CN−(aq) + H2O(s)
O
23. Aşağıdaki tepkimelerde Lewis asit ve bazı olarak etkiyen türleri belirtiniz.
(a) BF3 + F− ⎯⎯→ BF4−
(b) Cu+2 + 4NH3 ⎯⎯→ Cu(NH3 )+42
O
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
O
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
O
26. Amfoter madde ne demektir?
Hangi maddeler amfoter özellik gösterir?
(a) Cu;
(b) Zn
(d) BeO
(c) Al2O3
O
27. Na2O, SO3 ve ZnO oksitlerini asidik, bazik ve amfoter olarak sıralayınız.
O
28. pH = 13 olan bir çözeltiye eşit hacimde saf su eklense [H3O+] derişimi kaç
mol/L olur?
29. CaCO3(k) + HCl(aq) tepkimesinin ürünlerini yazıp tepkimeyi denkleştiriniz.
O
112
İşaretli soruların cevapları sayfa 182-183-184-185-186’da verilmiştir.