Ünite 5: Asitler, Bazlar ve Tuzlar

Giriş

Sulu çözeltilerinin tadı ekşi ve turnusol kağıdını kırmızıya dönüştürenler asit, buna karşın tatları acı ve turnusol kağıdını maviye dönüştürenler baz olarak adlandırılır. Atom ve molekül yapılarının daha ayrıntılı bir şekilde incelenmesiyle bu tanımların yetersiz olduğu anlaşılmıştır.

Asitler-Bazlar

Svante Arrhenius; sulu çözeltisinde hidroksit (OH–) iyonu oluşturan maddeleri baz, hidrojen (H+) iyonu oluşturan maddeleri asit olarak tanımlamıştır. Arrhenius tanımı kullanışlı olmasına rağmen sadece sulu çözeltilerle sınırlı bir tanımdır. H+ suda bu şekilde değil, bir su molekülüne bağlanmış hâlde (H3O+) bulunur.

1923’te Johannes Brønstead ve Thomas Lowry tarafından asit ve bazlar için daha genel bir tanım önerilmiştir. Bu tanım; asit-baz tepkimelerinde, bir maddeden diğerine proton (H+) aktarılmasına dayanır. Buna göre tepkimede proton veren maddeye asit, proton alan maddeye baz denir.

Brønstead-Lowry tanımına göre bir iyon da asit veya baz olarak tanımlanabilir.

Brønstead-Lowry tanımı proton transferini vurguladığından bu tanım su içermeyen ortamda oluşan tepkimelere de uygulanabilir.

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

Kuvvetli asidin konjuge bazı zayıf iken, zayıf asidin konjuge bazı kuvvetlidir. Brønstead-Lowry asit-baz tanımı proton transferi içeren asit-baz tepkimelerinde rahatlıkla kullanılabilir, buna karşın çözücü olarak suyun kullanılmadığı asit-baz tepkimelerini açıklamakta yetersizdir. Bu nedenle Gilbert Newton Lewis ortaklanmamış elektron çiftini vurgulayan asit-baz tanımını önermiştir. Bu tanıma göre, elektron çifti alan madde Lewis asidi, elektron çifti veren madde Lewis bazı olarak tanımlanır.

Asitlik ve Bazlık Kuvveti: Nitrik asit (HNO3) ve perklorik asit (HClO4) gibi asitler kuvvetli asittir ve sulu çözeltide tamamen iyonlaşırlar. Asetik asit (CH3COOH) ve nitröz asit (HNO2) gibi asitler zayıf asittir ve sulu çözeltide tamamen iyonlaşamazlar. 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. Bunun nedeni atom büyüklüğüne bağlı olarak bağın zayıflaması ve daha kolay kopmasıdır.

Formal yükü büyük olan molekül veya iyon daha asidiktir.

Suyun İyonlaşması: 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 tepkimesi sonucu hidronyum (H3O+) ve hidroksit (OH–) iyonları oluşur (otoprotoliz) ve bu tepkimede proton alışverişi gerçekleştiğinden su çok az da olsa elektriği iletir.

Saf su içinde ve suyun çözücü olarak kullanıldığı seyreltik çözeltilerde suyun derişimi hemen hemen sabit olduğundan denge sabiti ifadesi ile suyun derişimi birleştirilir. Elde edilen ifadeye otoprotoliz sabiti (suyun iyonlaşma sabiti) denir ve Ksu ile gösterilir.

Sulu çözeltideki hidronyum iyonları derişimi genellikle çok küçüktür ve bu sayıları değerlendirmenin en pratik yolu logaritmalarını almaktır. Böylece çözeltideki hidronyum iyonları derişimi (mol/L) pH cinsinden ifade edilir.

Bazik çözeltiler içinde benzer şekilde, [OH–]’nin (–) logaritması olarak tanımlanan pOH terimi kullanılır.

Nötral sulu çözeltide, pH=pOH=7’dir. Asidik çözeltide pH<7, bazik="" çözeltide="" ise="" ph="">7’dir. Bir sulu çözeltinin pH’sını biliyorsak pOH’ını veya tersini hesaplayabiliriz. pH değeri arttıkça asitlik azalacak, tersine pOH değeri arttıkça bazlık azalacaktır.

Zayıf Asitler ve Zayıf Bazlar: Zayıf asitler ve zayıf bazlar, sulu çözeltide kısmen iyonlaşan zayıf elektrolitlerdir. Bir asitiçin asitlik sabiti (Ka) büyüdükçe, asidin kuvveti artar.

Nötürleşme: 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.

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. Bir titrasyon eğrisi, tepkime karışımının ölçülen bir özelliğinin (asit-baz titrasyonu için pH) titrantın hacminin bir fonksiyonu olarak grafiğe geçirilmesiyle elde edilir.

Tuzlar

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. Buradaki net iyonik eşitlik, asidin protonu nedeniyle oluşan hidronyum iyonu ile bazın hidroksit iyonunun birleşmesinden su oluşumu tepkimesidir.

Kuvvetli bir asitle kuvvetli bir bazın tepkimesinden oluşan çözeltinin pH’sı yaklaşık 7 civarındadır. Tuzları, çözeltiye sağladıkları iyonlara göre asidik ve bazik tuzlar olarak sınıflandırabiliriz. Çözünen tuz bazik iyonlar sağlarsa pH 7’nin üzerine, asidik iyonlar sağlarsa pH 7’nin altına düşer. Zayıf asitlerin konjuge bazı olan anyonlar baz gibi davranarak çözelti pH’sını yükseltirken, zayıf bazların konjuge asidi olan katyonlar asit gibi davranarak çözelti pH’sını düşürür.

Hidroliz: Saf su pH bakımından nötürdür. NaCl, 25oC’de suda çözündüğünde tamamen iyonlarına ayrışır ve çözeltinin pH’sı 7’dir. Bir tuzun katyonunun veya anyonunun ya da her ikisinin su ile tepkimesine hidroliz denir.

Hidroliz, yalnızca zayıf asit veya zayıf bir baz oluşumuna neden olan bir tepkime varsa gerçekleşir. Özetlemek gerekirse:

• Kuvvetli asit ve kuvvetli bazların tuzları hidroliz olmaz. Hem anyon hem de katyon hidroliz olmaz.

• Kuvvetli asit ve zayıf bazlardan oluşan tuzlar; katyon hidroliz olur, anyon olmaz, pH<7’dir.

• Zayıf asit ve kuvvetli bazlardan oluşan tuzlar; anyon hidroliz olur, katyon hidroliz olmaz, pH>7’dir.

• Zayıf asit ve zayıf bazlardan oluşan tuzlar; 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. Kanın pH değerinin sağlanabilmesi karbonik asit-hidrojen karbonat iyonu tampon sistemi ile sağlanır.

Bir tampon çözeltiye kuvvetli asit eklenmesiyle ortamdaki asit derişimi, benzer şekilde kuvvetli baz eklenmesiyle de bu kez ortamdaki baz derişimi artar.

Biyolojik Tamponlar: Vücutta gerçekleşen biyolojik tepkimeler belirli pH değerleri (7,35-7,45) arasında olur. Tamponlar 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,

• Asit hemoglobin/hemoglobinat tampon

sistemleridir.

Bikarbonat (HCO3– )-karbonik asit en önemli biyolojik tampon sistemidir. 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.

Vücutta bulunan tampon sistemlerinden bir diğeri fosfat tampon sistemi daha çok hücre içi sıvılarda etkilidir, eritrositlerde ve böbrek tubulus hücrelerinde bulunur.

Asit protein/proteinat tampon sistemi, doku hücrelerinde önde gelen tampon sistemlerindendir, kısmen plazmada da işlev görür.

Kan plazması pH’sının düzenlenmesi vücudun dokularına oksijen taşınmasıyla doğrudan ilgilidir. Kırmızı kan hücrelerinde bulunan hemoglobin oksijen taşıyıcısıdır. Kaba bir yaklaşımla hemoglobin molekülünü (HHb) monoprotik asit olarak düşünebiliriz. Burada Hb–; HHb’nin konjuge bazını temsil eder. 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.

Dengedeki bir sisteme dışarıdan bir etki yapıldığında, sistemin bu etkiyi azaltacak yöne kendiliğinden kaymasına Le Chatelier kuralı adı verilir.