Ünite 5: Asitler, Bazlar ve Tuzlar

Asitler-Bazlar

Svante Arrhenius; sulu çözeltisinde hidroksit (OH– ) iyonu oluşturan maddeleri baz, hidrojen (H+ ) iyonu oluşturan maddeleri asit olarak tanımlamıştır. 1923’te Johannes Brønstead ve Thomas Lowry tarafından asit ve bazlar için daha genel bir tanım önerilmiştir.

Örnek olarak amonyak (NH3) ve su arasındaki tepkimeye bakalım. NH3, su ile olan tepkimesinde sudan proton alır, bu nedenle baz ve H2O da proton verdiği için asittir. NH3 molekülünde OH grubu olmamasına rağmen sulu çözeltisinde hidroksit iyonları oluşur. Ayrıca NH3 çözeltisi az miktarda OH– içerdiği için zayıf bazdır ve tepkime dengede olduğu için tepkime yazılırken çift yönlü ok kullanılır. İyonlaşmanın tamamlandığı tepkimelerde ise tek yönlü ok kullanılır.

Bu tanım; asit-baz tepkimelerinde, bir maddeden diğerine proton (H+ ) aktarılmasına dayanır. Buna göre tepkimede proton veren maddeye asit, proton alan maddeye baz denir. Arrhenius asit-baz tanımı sadece sulu çözeltiler için geçerli iken, Brønsted-Lowry asit-baz tanımı hem sulu hemde susuz çözeltiler için geçerlidir.

Bir asidin konjuge bazı, bu asidin proton vermesi sonucu oluşan bazdır. Bir bazın konjuge asidi ise bu bazın bir proton almasıyla oluşan asittir.

Periyodik çizelgede aynı periyotta yer alan elementlerin hidrojenli bileşikleri için asitlik kuvveti, genel olarak periyotta soldan sağa doğru gidildikçe elektronegativitedeki artışa bağlı olarak artar.

Periyodik çizelgede aynı grupta yer alan elementlerin hidrojenli bileşiklerinde asitlik kuvveti, merkez atomun büyüklüğü arttıkça artar. Bir asidin asitlik kuvveti, merkez atom X’e elektronegatif atomlar bağlandığı zaman artar.

Su amfiprotik özelliğinden dolayı bir asit varlığında proton alıcı olarak davranırken, bir baz varlığında proton verici olarak davranır. Su molekülünün başka bir su molekülü ile hidronyum ve hidroksit iyonu oluşturduğu tepkimeye, suyun kendi kendine iyonlaşması (otoprotoliz) denir.

Kuvvetli asit ve kuvvetli bazların çok seyreltik çözeltilerinin pH’sı hesaplanırken suyun iyonlaşmasından gelen hidronyum veya hidroksit iyonlarının derişiminin ihmâl edilemeyeceğini unutmayınız.

Nötral sulu çözeltide, pH=pOH=7’dir. Asidik çözeltide pH7’dir. Doğal ürünlerin çoğunu asidik veya bazik olarak sınıflandırabiliriz. Bir maddenin asitliği veya bazlığı pH’ına bakılarak kolayca belirlenebilir. Bir sulu çözeltinin pH’sını biliyorsak pOH’ını veya tersini hesaplayabiliriz. pH değeri arttıkça asitlik azalacak, tersine pOH değeri arttıkça bazlık azalacaktır. pH değeri çoğu çözeltiler için 0-14 arasında değişir ve bu pH değerleri pH skalasını oluşturur.

Zayıf asitler ve zayıf bazlar, sulu çözeltide kısmen iyonlaşan zayıf elektrolitlerdir. Örneğin; zayıf asit olarak asetik asit (CH3COOH) çözeltisini ele alırsak asetik asit çözeltisinde, ayrışmamış asetik asit ile iyonları dengededir.

Asit çözeltileri ile baz çözeltileri karıştırılırsa, asit ve baz arasında gerçekleşen tepkime nedeniyle tuz ve su oluşur. Asit ve bazın eşdeğer miktarlarının kullanılmasıyla nötralleşme tepkimesi meydana gelir. Buna göre tepkimeye giren asit ve bazın hepsi tükenir. Tepkime sonucunda oluşan tuz nötür, asidik veya bazik bir tuz olabilir.

Derişimi bilinen, standart çözelti yardımıyla derişimi bilinmeyen bir çözeltinin derişimini bulmak için uygulanan yönteme titrasyon denir. Titrasyon, asit ve bazın nötralleşme tepkimesine dayanılarak yapılıyorsa asit-baz titrasyonu olarak adlandırılır. Asit-baz titrasyonunda her iki tepkenin de tükendiği noktayı belirlemek önemlidir. Bu nokta titrasyonun eşdeğerlik noktasıdır. Eşdeğerlik noktasının belirlenmesi için ortama eklenen uygun bir indikatörün renk değişiminden yararlanılır. Bir titrasyon işleminde, derişimi bilinen çözeltinin (titrant) kesin olarak ölçülen hacmi, bir büret yardımıyla bilinmeyen örnek üzerine eklenir. Bir titrasyon eğrisi, tepkime karışımının ölçülen bir özelliğinin (asit-baz titrasyonu için pH) titrantın hacminin bir fonksiyonu olarak grafiğe geçirilmesiyle elde edilir.

Tuzlar

Tuz deyince ilk aklımıza gelen sofra tuzu olarak bildiğimiz sodyum klorürdür. Bir asitle bir bazın tepkimeye girmesi sonucunda meydana gelen maddeye tuz denir. Böylece tuz asitten gelen negatif yüklü iyon ile bazdan gelen pozitif yüklü iyonun birleşmesinden meydana gelir. Tuzlar iyonik yapılı bileşiklerdir. Suda iyonları hâlinde çözündükleri için elektriği iletirler yani kuvvetli elektrolittirler.

Yunanca “su” anlamına gelen “hidro” ile “birbirinden ayırma” anlamındaki “liz” sözcüklerinin birleşmesinden “hidroliz” sözcüğü türetilmiştir. Hidroliz, yalnızca zayıf asit veya zayıf bir baz oluşumuna neden olan bir tepkime varsa gerçekleşir.

• Kuvvetli asit ve kuvvetli bazların tuzları (NaCl gibi) hidroliz olmaz. Hem anyon hem de katyon hidroliz olmaz.
• Kuvvetli asit ve zayıf bazlardan oluşan tuzlar (NH4 Cl gibi); katyon hidroliz olur, anyon olmaz, pH<7’dir.
• Zayıf asit ve kuvvetli bazlardan oluşan tuzlar (CH3COONa gibi); anyon hidroliz olur, katyon hidroliz olmaz, pH>7’dir.
• Zayıf asit ve zayıf bazlardan oluşan tuzlar (CH3 COONH4 gibi); anyon ve katyon hidroliz olur, çözeltinin asidik mi, bazik mi olduğu iyonların Ka ve Kb değerlerine bağlıdır

Tampon Çözeltiler

Bazı kimyasal tepkimelerde ortamın pH değerinin değişmemesi gerekir. Böyle bir çözelti; bir zayıf asit ve tuzundan veya bir zayıf baz ve tuzundan oluşur. Bu çözeltiye belli miktara kadar asit veya baz eklendiğinde, çözeltinin pH değeri değişmez. pH değişimine karşı direnç gösteren çözeltilere tampon çözeltiler denir. Tampon çözeltiler özellikle biyolojik sistemler için önemlidir.

Zayıf bir asit ile tuzu karıştırılarak pH7 olan bir tampon çözelti hazırlanabilir. Asidik tampona asetik asit-sodyum asetat tamponu, bazik tampona da amonyak-amonyum klorür tamponu örnek olarak verilebilir.

Vücutta gerçekleşen biyolojik tepkimeler belirli pH değerleri (7,35-7,45) arasında olur. pH’daki az bir değişim tepkimeyi önemli ölçülerde etkiler. Kan pH değerinin 6,8’in altına düşmesi veya 7,8’in üstüne çıkması ölümlere yol açabilir. Tamponlar ise düşük asit ve baz eklemelerine karşı direnç gösterdiklerinden, hücre ve dokuları pH değişimlerine karşı korurlar. Vücutta asit-baz dengesinin sağlanmasında etkili başlıca dört tampon sistemi vardır. Bunlar karbonik asit/bikarbonat, hidrojenfosfat/dihidrojen fosfat, asit protein/proteinat ve asit hemoglobin/hemoglobinat tampon sistemleridir.

Bikarbonat (HCO3 – )-karbonik asit en önemli biyolojik tampon sistemidir. Kandaki HCO3 – -karbonik asit sistemi, pH 7,4’de etkili fizyolojik bir tampondur. HCO3 – miktarının H2CO3 miktarına oranı, normalde 20:1’dir. HCO3 – miktarı arttıkça kan pH’sı yükselir. Eğer HCO3 – miktarı artar ve pH normal sınırların üstüne çıkarsa, alkaloz denilen durum meydana gelir. Tersine bikarbonat miktarı azalınca kan pH’sı normal aralığın altına düşebilir. Bu duruma da asidoz denir. Her iki durumda da hücre hasar görür ve ölümler oluşabilir. Bu nedenle tüm canlı sistemlerindeki asit-baz dengesi korunmak zorundadır. Vücudumuzda oluşabilecek küçük asit-baz değişimlerine karşı, hemoglobin ile fosfat ve bikarbonat tampon sistemleri karşı koyar.

Le Chatelier kuralı: Dengedeki bir sisteme dışarıdan bir etki yapıldığında, sistem bu etkiyi azaltacak yöne kendiliğinden kayar. Oksijen ve hemoglobinin birleşmesi ile oluşan oksihemoglobin (HHbO2 ) HHb’den daha kuvvetli bir asittir. Metabolik süreçle üretilen karbondioksit eritrositlere gönderilir. Burada hızla karbonik anhidrazla H2CO3 ’e çevrilir. Karbonik asidin iyonlaşma dengesi ile karbondioksitin uzaklaştırılması sırasında ikincil H+ iyonları ayrılmamış oksihemoglobin moleküllerinin dengesinden, kandaki dokularda O2 derişimi az olduğundan yukarıdaki denge sola kayar ve O2 gazı açığa çıkar. Kanın pH değerinin değişmesine paralel olarak H+ iyonu derişiminde bir artış Le Chatelier kuralı gereği dengeyi sola kaydırır. pH’daki azalma hemoglobin dengesinin sola kaymasına yol açar ve dolayısıyla daha fazla O2 açığa çıkar. Bütün bunlara ek olarak pH’ın azalması ve alınan nefes miktarının artması ortamda daha fazla temiz hava yani O2 gazı ve daha fazla CO2’nin yok olmasına yol açar.