Bu Yazıda Neler Var?
Asitler ve Bazlar nasıl bir şey bunu görmek için bir kimya laboratuvarına gitmenize gerek yoktur.
Bu kimyasallar her gün hayatımızın bir parçasıdır!
Mesela hiç bir limonu ısırdınız mı? Isırdığınızdaki ekşi his, dilinizdeki tat tomurcukları ile reaksiyona giren sitrik asitten dolayıdır.
Ya da hiç ıslak bir sabun kalıbını düşürdüğünüzde ve sabunu elinizle tekrar almanın zorluğunu görmüşsünüzdür. Çünkü bazlar genellikle kaygandır.
Asitlerin tadı ekşidir, metalleri aşındırır, turnusol kağıdını kırmızı renge çevirir ve bazlarla karıştırıldığında daha az asidik hale gelir.
Bazlar kaygandır, turnusol kağıdını mavi renge çevirir ve asitlerle karıştırıldığında daha az bazik hale gelir.
Asitlerin ve bazları tanımlamıza yardımcı olan Arrhenius teorisi ilk olarak 1884 yılında İsveçli kimyager Svante Arrhenius tarafından bulundu.
Bu teori ile bileşik suya eklendiğinde ne tür iyonların oluştuğuna bağlı olarak bazı bileşiklerin asit veya baz olarak sınıflandırılmasını bulundu.
Asitler Ve Özellikleri (Asitler ve Bazlar)
Asitler uzun zamandır, sulu çözeltileri aşağıdaki özellikleri sergileyen ayırt edici bir bileşik sınıfı olarak kabul edilmektedir:
# Karakteristik ekşi tat.
# Turnusonun rengini maviden kırmızıya değiştirir.
# Gaz halinde H 2 üretmek için belirli metallerle reaksiyona girer .
# Tuz ve su oluşturmak için bazlarla reaksiyona girer.
Asidik çözeltiler, artan asitliğe karşın daha düşük pH değerleri ile 7’nin altında bir pH’a sahiptir. Yaygın asit örnekleri arasında asetik asit (sirke içinde), sülfürik asit (araba akülerinde kullanılır) ve tartarik asit (fırınlamada kullanılır) bulunur.
Asitler için üç ortak tanım vardır:
Arrhenius asit: Solüsyondaki hidronyum iyonlarının (H 3 O + ) konsantrasyonunu artıran maddeler .
Brønsted-Lowry asit: proton vericisi olarak hareket edebilen herhangi bir madde.
Lewis asidi: Bir çift elektronu kabul edebilen herhangi bir madde.
Asit Dayanımı ve Kuvvetli Asitler (Asitler ve Bazlar)
Bir asidin gücü, bir asidin çoğu zaman çözelti içinde bir protonu ne kadar kolay kaybedeceğini veya bağışlayacağını ifade eder. Daha güçlü bir asit, bir çözelti içinde daha zayıf bir asitten daha kolay iyonlaşır veya ayrışır. Altı yaygın güçlü asit şunlardır:
– hidroklorik asit (HCl)
-hidrobromik asit (HBr)
-hidroiyodik asit (HI)
-sülfürik asit (H 2 SO 4 ; sadece ilk proton kuvvetli asidik kabul edilir)
-nitrik asit (HNO 3 )
-perklorik asit (HClO 4 )
Bu asitlerin her biri, çözelti içinde esasen% 100 iyonize olur. Tanım olarak, güçlü bir asit, suda tamamen ayrışan bir asittir; Bununla birlikte, bunun tersine, protonunu bağışlamaya daha az istekli olan zayıf bir asit, çözelti içinde yalnızca kısmen ayrışacaktır. Dengede, hem asit hem de eşlenik baz, önemli miktarda çözülmemiş tür HA ile birlikte olacaktır.
Asit Kuvvetini Etkileyen Faktörler (Asitler ve Bazlar)
Bir asidin genel gücüne iki temel faktör katkıda bulunur:
1.molekülün polaritesi
2.HA bağının gücü
Bu iki faktör aslında birbiriyle ilişkilidir. Molekül ne kadar polarsa, molekül içindeki elektron yoğunluğu protondan o kadar uzaklaşacaktır. Proton üzerindeki kısmi pozitif yük ne kadar büyükse, HA bağı o kadar zayıf olacak ve proton çözeltisi içinde o kadar kolay ayrışacaktır.
Asit mukavemetleri sıklıkla eşlenik bazın stabilitesi açısından da tartışılır. Daha güçlü asitler daha büyük bir K sahip bir ve daha negatif bir pKa a zayıf asitlere göre.
Metal ve asit reaksiyonu : Çinko, hidrojen gazı oluşturmak için hidroklorik asit ile reaksiyona girer.
Bazlar Ve Özellikleri (Asitler ve Bazlar)
Bazların üç ortak tanımı vardır:
Arrhenius bazı: Çözelti içinde bir hidroksit iyonu (OH – ) veren herhangi bir bileşik .
Brønsted-Lowry bazı: bir protonu kabul edebilen herhangi bir bileşik.
Lewis bazı: bir elektron çifti verebilen herhangi bir bileşik.
Suda, bazik çözeltilerin pH’ı 7-14 arasında olacaktır.
Baz Gücü ve Güçlü Bazlar (Asitler ve Bazlar)
Güçlü bir baz, güçlü bir asidin tersidir; bir asit protonları kolayca bağışlayabiliyorsa güçlü kabul edilirken , diğer bileşiklerden kolayca protonsuzlaşabilir (yani bir H + iyonunu çıkarabilir) olan bir baz güçlü kabul edilir. Asitlerde olduğu gibi, genellikle sudaki bazik sulu çözeltilerden bahsediyoruz ve protondan arındırılan türler genellikle suyun kendisidir.
Bu nedenle protonsuzlaştırılmış su hidroksit iyonları verir ki bu hiç de şaşırtıcı değildir. PH arttıkça hidroksit iyonlarının konsantrasyonu artar.
Çoğu alkali metal ve bazı alkali toprak metal hidroksitler, çözelti içinde güçlü bazlardır. Bunlar şunları içerir:
-sodyum hidroksit (NaOH)
-potasyum hidroksit (KOH)
-lityum hidroksit (LiOH)
-rubidyum hidroksit (RbOH)
-sezyum hidroksit (CsOH)
-kalsiyum hidroksit (Ca (OH) 2 )
-baryum hidroksit (Ba (OH) 2 )
-stronsiyum hidroksit (Sr (OH) 2 )
Alkali metal hidroksitler, çözelti içinde tamamen ayrışır. Alkali toprak metal hidroksitler daha az çözünürdür ancak yine de güçlü bazlar olarak kabul edilirler.
Asit / Baz Nötralizasyon (Asitler ve Bazlar)
Asitler ve bazlar birbirleriyle reaksiyona girerek su ve tuz verir. Örneğin:
HCl+NaOH→H2O+NaCl
Bu reaksiyona nötrleştirme reaksiyonu denir .
PH Kavramı (Asitler ve Bazlar)
Bilim adamları pH ölçeğini kullanarak asitleri ve bazları takip ederler. Açılımı “Power of Hydrogen” (Hidrojenin Gücü)’dir.
1909’da Danimarkalı biyokimyacı Sören Sörensen asitliği ölçmek için pH ölçeğini icat etti . PH ölçeği aşağıdaki formülle tarif edilir:
| pH = -log [H + ] |
|---|
pH, “hidrojen potansiyeli” anlamına gelir ve ölçek, sıfırdan 14’e kadar değerler arasındadır. pH’ı yedi’den düşük olan maddeler asidik ve pH’ı yedi’den büyük olanlar ise baziktir.
Sıfır pH değerine sahip madde neredeyse saf asittir. Duyduğumuz bazı yaygın asitlere sirke (veya asetik asit), narenciye suyu ve idrar örnek verilebilir.
PH ölçeğinin ortası damıtılmış suyu ifade eder.
Yedi pH değeri nötr olarak kabul edilir, yani asit veya baz değildir.
Ölçeğin tepesindeki 14 pH değerine sahip madde neredeyse saf bazdır.
Bazen bazlara alkalin de denir. Duyduğumuz bazı yaygın bazlara ise yumurta akı, amonyak ve diş macunu örnek verilebilir.
Asitler ve Bazların Reaksiyonu
Asitler ve bazlar nasıl davranır?
Suda çözündüğünde, bir asit hidrojen iyonlarını (H +) serbest bırakır ve çözelti asidik hale gelir. Hidrojen iyonları, bir elektronu kaybeden ve sadece bir protona sahip olan ve onlara pozitif bir elektrik yükü veren hidrojen atomlarıdır.
Öte yandan, bir baz su ile karıştırıldığında, hidroksit iyonlarını (OH‐) serbest bırakır. Bir çözelti yüksek bir H + iyon konsantrasyonuna sahipse, düşük pH sayısına sahip asidiktir. Bir çözelti yüksek bir OH‐ iyonu konsantrasyonuna sahipse, o zaman baziktir ve yüksek bir pH sayısına sahiptir.
Asitler ve bazlar karıştırıldığında ne olur? Bir asit ve bir baz arasındaki birçok reaksiyonda, su ve tuz oluştururlar.
| Asit | baz | Su | Tuz | |||
| HCl | + | NaOH | → | H 2 O | + | NaCl |
| HBr | + | KOH | → | H 2 O | + | KBr |
Bir asidin H + iyonları, bazların OH iyonları tarafından nötralize edilir. Başka bir deyişle, negatifler ve pozitifler birbirini iptal eder!
Bu olduğunda, reaksiyonda farklı maddeler açığa çıkabilir.
Asidik bir çözeltiye bir baz eklendiğinde asidik çözelti nötralize edilir ve bir bazik çözeltiye bir asit ilave edilerek bazik bir çözelti nötralize edilir.
Örnek bir deney olarak bir “yanardağ” yapmak için kabartma tozu ve sirkeyi (asetik asit olarak da bilinir) karıştırırsanız, bunu görürsünüz.
Bir baz olan kabartma tozu, sirke içindeki asitle reaksiyona girer ve onu nötralize eder. Bu, karışma eylemine neden olan karbondioksit gazı açığa çıkarır.
Kabartma tozu (NaHCO 3 , aşağıda gösterildiği gibi), örneğin, bir asit ile, bir hidrojen iyonunu alarak, bir baz gibi hareket eder:
| Asit | baz | Tuz | ||||
| HCl | + | NaHCO 3 | → | H 2 CO 3 | + | NaCl |
