Asitler ve Bazlar — Özellikler, pH ve Tepkimeler

Bir asit proton verir ya da suda hidronyum derişimini artırır. Bir baz proton alır ya da suda hidroksit derişimini artırır. Bu, pH, nötrleşme ve asit-baz konularındaki ilk problemlerin çoğunun temel fikridir.

Tek bir ölçüt hatırlayacaksanız, şunu kullanın: verilen koşullarda tür $H^+$ veriyor mu, yoksa $H^+$ alıyor mu? Suda bu aynı fikir, asidik çözeltiler için daha düşük pH ve bazik çözeltiler için daha yüksek pH olarak karşımıza çıkar.

Asit Nedir, Baz Nedir?

Giriş düzeyi kimyada en önemli iki tanım vardır.

Arrhenius tanımı, su temelli kimya için en basit olanıdır. Bir asit suda $[H_3O^+]$ derişimini artırır, bir baz ise suda $[OH^-]$ derişimini artırır. Soru pH ya da standart bir nötrleşme tepkimesiyle ilgiliyse, en kullanışlı yaklaşım budur.

Bronsted-Lowry tanımı daha geniştir. Bir asit proton, yani $H^+$ verir; bir baz ise proton alır. Bu, birçok asit-baz tepkimesinin neden en iyi proton aktarımı tepkimeleri olarak anlaşıldığını açıklar.

Bu tanımların hiçbiri yanlış değildir. Problem açıkça sulu çözeltiler ve pH ile ilgiliyse Arrhenius yaklaşımını kullanın. Hangi maddenin protonu verdiğini ve hangisinin aldığını izlemeniz gerekiyorsa Bronsted-Lowry yaklaşımını kullanın.

pH Asitler ve Bazlarla Nasıl İlişkilidir?

Sulu çözeltilerde pH, asitlik ve bazlığı ifade eden kullanışlı bir ölçektir. Daha düşük pH, daha yüksek hidronyum derişimi demektir; yani çözelti daha asidiktir. Daha yüksek pH ise daha düşük hidronyum derişimi demektir; yani çözelti daha baziktir.

$25^\circ \mathrm{C}$ civarındaki seyreltik sulu çözeltiler için sınıfta kullanılan yaygın kural şudur:

• pH $7$'nin altındaysa: asidik
• pH yaklaşık $7$ ise: nötr
• pH $7$'nin üstündeyse: bazik

Bu kuralın bazı koşulları vardır. Nötr her zaman tam olarak pH $7$ değildir ve çok derişik çözeltiler sınıfta kullanılan alışılmış $0$ ile $14$ aralığının dışına çıkabilir.

Bir Asit-Baz Tepkimesinde Ne Olur?

Bir asit-baz tepkimesinde proton, asitten baza aktarılır. Birçok sulu örnekte bu durum nötrleşme olarak görülür.

Suda güçlü bir asit ile güçlü bir baz için net iyon denklemi şöyledir:

$$H_3O^+ + OH^- \rightarrow 2H_2O$$

Bu denklem temel değişimi gösterir. Hidronyum ve hidroksit birleşerek su oluşturur; bu yüzden çözelti, önceki duruma göre daha az asidik ve daha az bazik hale gelir.

Çözümlü Örnek: HCl ile NaOH Tepkimesi

$25.0 \, \mathrm{mL}$ $0.10 \, \mathrm{M}$ HCl ile $25.0 \, \mathrm{mL}$ $0.10 \, \mathrm{M}$ NaOH karıştırdığınızı düşünün.

Bu giriş düzeyi durumda, her ikisini de suda asidik ya da bazik türleri tamamen oluşturan güçlü elektrolitler olarak ele alın. Her birinin mol sayısı

$$n = MV = 0.10 \times 0.0250 = 0.00250 \, \mathrm{mol}$$

olur.

Yani karışım, eşit mol asit ve baz ile başlar.

Asidik ve bazik türler $1\!:\!1$ oranında tepkimeye girer. Miktarlar eşit olduğu için nötrleşmeden sonra hiçbir tarafta artan madde kalmaz. Geriye başlıca su ile seyirci iyonlar olan $Na^+$ ve $Cl^-$ kalır.

Bu koşullar altında son çözelti yaklaşık olarak nötrdür. Temel fikir yalnızca "pH yaklaşık $7$'dir" değildir. Asıl önemli nokta, son pH'ın proton aktarımı basamağından sonra geriye ne kaldığına bağlı olmasıdır.

Taraflardan biri fazla olsaydı, son çözelti nötr olmazdı. Bu koşul, tek başına "nötrleşme" sözcüğünden daha önemlidir.

Asit-Baz Konusunda Yaygın Hatalar

Güçlü Asitleri Her Durumda Düşük pH ile Karıştırmak

Asit şiddeti ile pH ilişkilidir, ama aynı şey değildir. Şiddet, bir asidin verilen koşullarda ne kadar tamamen iyonlaştığını anlatır. pH ise derişime de bağlıdır.

Her Asit-Baz Tepkimesinin pH 7'de Bittiğini Sanmak

Bu yalnızca belirli durumlarda doğrudur; örneğin giriş düzeyindeki tipik sulu ortamda güçlü bir asit ile güçlü bir bazın eşit miktarlarda bulunması gibi. Zayıf asitler, zayıf bazlar ya da eşit olmayan miktarlar sonucu değiştirir.

Sistemi Belirtmeden pH'ı Su Dışındaki Ortamlarda da Bir Özellik Gibi Kullanmak

pH çoğunlukla sulu sistemler için kullanılır. Ortam sulu bir çözelti değilse, pH'ın gerçekten doğru ifade olup olmadığı konusunda daha dikkatli olmanız gerekir.

Bazların "Daha Az Asidik" Olduğu İçin Her Zaman Güvenli Olduğunu Düşünmek

Bazlar da çok tepkimeye yatkın ve aşındırıcı olabilir. Asidik ya da bazik olmak, zararsız ya da tehlikeli olmak anlamına gelmez.

Asit-Baz Fikirlerini Nerelerde Kullanırsınız?

Asit-baz fikirleri; sudaki tepkime eğilimini, çözelti pH'ını, nötrleşmeyi, titrasyonları, tamponları, toprak kimyasını, sindirimi, temizlik ürünlerini ya da endüstriyel süreç kontrolünü anlamanız gereken her yerde karşınıza çıkar.

Ayrıca öğrencilerin çoğu zaman ayrı ayrı öğrendiği birkaç kimya konusunu da birbirine bağlar. Asitler, bazlar ve proton aktarımı birlikte anlam kazandığında; pH, tamponlar ve titrasyon eğrileri çok daha kolay anlaşılır.

Benzer Bir Durumu Deneyin

Kendi örneğinizi eşit olmayan miktarlarla deneyin; örneğin $25.0 \, \mathrm{mL}$ $0.10 \, \mathrm{M}$ HCl ile $20.0 \, \mathrm{mL}$ $0.10 \, \mathrm{M}$ NaOH karıştırın. Önce hangi girenin arttığını belirleyin, sonra başka bir hesap yapmadan önce son çözeltinin asidik mi yoksa bazik mi olacağını tahmin edin.