PowerPoint Sunusu - Genel Kimya

ARRHENIUS KURAMI


ASITLER VE BAZLAR

Dr. Sakıp KAHRAMAN
Arrhenius kuramına göre, sulu çözeltide
iyonlaşarak hidronyum iyonu, H+(aq), oluşturan
maddelere asit; sulu çözeltide iyonlaşarak
hidroksit, OH-(aq), oluşturan maddelere baz adı
verilir.
Bir asidin kuvvetliliği, o asidin belirli
derişimdeki sulu çözeltisinde bulunan H+(aq)
derişimi cinsinden tanımlanır.
Bir bzaın kuvvetliliği de, benzer şekilde o bazın
belirli derişimdeki sulu çözeltisinde bulunan OH(aq) derişimine bağlıdır.
COMU, Egitim Fakültesi
Dr. Sakıp KAHRAMAN
www.sakipkahraman.wordpress.com
ARRHENIUS KURAMI

Genel Kimya II
ARRHENIUS KURAMI
Arrhenius, kuvvetli bir elektrolitin, sulu
çözeltisinde iyonlar halinde, buna karşılık zayıf
bir elektrolitin kısmen iyon, kısmen molekül
halinde bulunduğunu ileri sürmüştür.

NaOH bazı suda çözündüğü zaman da katı halde
mevcut olan Na+ ve OH- iyonları su
moleküllerinin etkisiyle birbirlerinden ayrılırlar.
H2O
NaOH(k) → Na+(aq) + OH-(aq)

HCl, suda çözündüğünde, HCl molekülleri
tamamen iyonlarına ayrılır ve ürünlerden biri
hidrojen iyonu, H+, dur.

H2O
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)
Dr. Sakıp KAHRAMAN
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(s)
Genel Kimya II
ARRHENIUS KURAMI
H+

(aq)
+
OH-
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
ARRHENIUS KURAMI
(aq)
→ H2O(s)

Arrhenius kuramının temelini oluşturan
yukarıdaki eşitlik; nötürleşme tepkimesi,
hidrojen ve hidroksit iyonlarının su vermek üzere
birleşmesidir.



Dr. Sakıp KAHRAMAN
HCl ve NaOH in nötürleşme tepkimesi iyonik bir
tepkimeyle gösterilebilir.
Genel Kimya II
Arrhenius ilk başarılarına ve hala kullanılabilir
olmasına rağmen, sınırlı bir kuramdır.
Bu kuramın açıklamakta başarısız olduğu
konulardan birisi amonyağın (NH3) baz olarak
davranmasıdır.
Arrhenius kuramına göre bütün bazlar OH- iyonu
içermelidir.
Oysa NH3 te OH- iyonu yoktur.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
1
ARRHENIUS KURAMI

BRONSTED-LOWRY KURAMI
Kimyacılar bu açmazdan kurtulmak için, sulu
amonyak çözeltilerinin amonyum hidroksit,
NH4OH, bileşiğini içerdiğini ve bu zayıf bazın
kısmen NH4+ ve OH- iyonlarına ayrıştığını
düşünmeye başladılar.


1923 yılında J.N. Bronsted Danimarka'da ve
T.M. Lowry İngiltere’de birbirlerinden habersiz
olarak yeni bir asit baz kuramı önerdiler.
Bu kurama göre, proton veren madde asit, proton
alan madde bazdır.
NH3(g) + H2O(s) → NH4OH(aq)
NH3 + H20 → NH4+ + OH-
NH4OH(aq) ⇋ NH4+(aq) + OH-(aq)

Baz
Oysa sulu çözeltilerde NH4OH bileşiğinin
varlığını gösteren hiçbir kanıt yoktur.
Dr. Sakıp KAHRAMAN

Genel Kimya II
BRONSTED-LOWRY KURAMI

Asit
Tepkimesinde H2O bir asittir ve H+ verir. Bu H+
iyonunu bir baz olan NH3 alır.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
BRONSTED-LOWRY KURAMI
NH3 + H20 ⇋ NH4+ + OH-
NH3(aq) zayıf bir baz olduğundan bir önceki
tepkimenin tersi de yazılabilir. Bu yeni
tepkimede NH4+ bir asit ve OH- bir bazdır.
Asit (1)
Asit (2)
Asit (2)
Baz (1)
Burada NH3/NH4+ çifti «(1)», H2O/OH- çifti «(2)»
ile işaretlenmiştir.
 Bu çiftlere eşlenik çiftler denir.
 NH3 bir proton aldığı için bazdır ve onun proton
almış şekli olan NH4+, NH3 ün eşlenik asididir.
 Benzer şekilde H2O bir asit ve OH- onun eşlenik
bazıdır.

NH4+ + OH- → NH3 + H20

Tersinir bir tepkime çift okla gösterilir
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
BRONSTED-LOWRY KURAMI
NH3 + H20 ⇋
NH4+
+

Tepkimesi için denge sabiti eşitliği; 𝐾𝑐 =

𝐾𝑏 =
Asit (1)
𝑁𝐻3 [𝐻2𝑂]
=
Asit (2)
𝐶2𝐻3𝑂2 [𝐻3𝑂 ]
𝐻𝐶2𝐻3𝑂2
= 1,8𝑥10-5
1,8𝑥10 -5
Denge sabiti Kb ye baz iyonlaşma sabiti denir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Baz (1)
+
𝐾𝑎 =
−
𝑁𝐻4 [𝑂𝐻 ]
𝑁𝐻3
Baz (2)
Burada asetat iyonu C2H3O2-, asetik asidin
HC2H3O2 eşlenik bazıdır.
 H2O bu kez baz olarak davranmaktadır.



Asetik asidin iyonlaşması;
HC2H3O2 + H2O ⇋ C2H3O2- + H3O+
−
𝑁𝐻4 [𝑂𝐻 ]
Bununla birlikte, sulu amonyak çözeltisinde H2O
molekülleri; NH3 molekülleri, NH4+ ve OH- iyonlarına
göre daha fazla sayıda olup, çözücü olan su aktifliği 1
olan saf sıvıdır. Bu nedenle denge sabiti ifadesinde
H20 derişimi yer almaz.
+
Genel Kimya II
BRONSTED-LOWRY KURAMI
OH+

Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
Buradaki denge sabiti Ka, asit iyonlaşma sabiti
olarak tanımlanır.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
2
BRONSTED-LOWRY KURAMI

BRONSTED-LOWRY KURAMI
HCl ün iyonlaşması da asetik asidin
iyonlaşmasına benzer şekilde gösterilebilir. Bu
durumda, Ka çok büyük olduğundan (yaklaşık
106), HCl in iyonlaşması tamamlanan tepkime
olarak tanımlanır.


Arrhenius kuramına göre asit olan bir madde LowryBronsted kuramına göre de asittir. Aynı şey bazlar
için de geçerlidir.
OCl- gibi bazı türler, yapılarında OH- grubu
taşımasalar bile, sulu çözeltide OH- iyonu verirler.
Böyle tanecikler birer Bronsted-Lowry bazıdırlar.
HCl + H2O → Cl- + H3O+
Asit (1)
Baz (2)
Baz (1)
OCl- + H2O → HOCl + OH-
Asit (2)
Baz (1)

Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
BRONSTED-LOWRY KURAMI




HCl + OH- → Cl- + H2O
Genel Kimya II
SUYUN IYONLAŞMASI VE PH EŞELI
Genel Kimya II
Su, çok saf olsa bile duyarlı elektrik ölçümleri ile
saptanabilen, çok küçük derişimlerde iyonlar
içerir.
Bu gözlem, bazı su moleküllerinin proton
vermesinden ve bazılarının da proton
almasından ileri gelir.
Bu olaya suyun kendi kendine iyonlaşması adı
verilir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
SUYUN IYONLAŞMASI VE PH EŞELI
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-
Suyun kendi kendine iyonlaşmasında, bir su
molekülü asit gibi davranarak, baz gibi davranan
başka bir su molekülüne proton verir ve böylece
hidronyum iyonu, H3O+, ve hidroksit iyonu, OH-,
meydana gelir.
K= [H3O+][OH-]


Baz (2)
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Bir asit-baz tepkimesinde, yeğlenen tepkime
daha kuvvetli olandan daha zayıf olan eşlenik
asit-baz çiftine doğrudur.

Asit (1)
SUYUN IYONLAŞMASI VE PH EŞELI
HCl kuvvetli bir asit olduğundan, sulu çözeltide
tamamen iyonlaşarak H2O molekülüne proton
verir. Aynı zamanda Cl- çok zayıf bir baz
özelliğindedir ve HCl nin eşlenik bazı olup H3O+
dan bir proton alma isteği çok azdır. Buna göre;
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Asit (2)
Hem asit hem de baz gibi davranan maddeler,
Bronsted-Lowry kuramında amfoter maddeler adını
alırlar. Arrhenius amfoterlik özelliğini
açıklayamamaktadır.
H3O+ sudan daha kuvvetli bir asit ve OH- sudan
daha kuvvetli bir baz olduğu için geriye doğru
olan tepkime daha kolay yürür. Yani denge sol
tarafa daha yatkındır.

Saf suda [H3O+] ve [OH-] birbirine eşittir.
Çeşitli deneyler sonucunda saf sudaki[H3O+] ve
[OH-] değerlerinin 25 0C de 1,0x10-7 M olduğu
bulunmuştur.
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OHDr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
3
SUYUN IYONLAŞMASI VE PH EŞELI
SUYUN IYONLAŞMASI VE PH EŞELI
25 0C de saf su içerisinde: [H3O+]=[OH-]= 1,0x10-7 M

Suyun kendi kendine iyonlaşmasının denge sabitine su
iyonları çarpımı denir ve Ksu ile simgelenir. 25 0C de,
Ksu = [H3O+][OH-]= 1,0x10-14



25 0C de saf suda [H3O+]=[OH-] olduğundan;

Ksu= [H3O+]=[OH-]= 10-7 x 10-7 = 10-14
Ksu bir denge sabiti olduğundan dolayı, hidronyum ve
hidroksit iyonlarının derişimlerinin çarpımı her zaman
10-14 e eşittir.
H3O+ > 10-7 > OH-
Eğer, bir asit ilavesiyle [H3O+] derişimi arttırılırsa Ksu
değeri sabit kalmak üzere [OH-] derişimi azalır.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
SUYUN IYONLAŞMASI VE PH EŞELI

H2O + H2O + ısı ⇋ H3O+ + OH-

Sıcaklık artışı ile suyun molar derişim oranı
doğal olarak azaldığı gibi, iyonlaşma derecesi de
artar.

Bu nedenle, suyun hidronyum ve hidroksil
iyonları derşimi ortam sıcaklığına göre değişir.
Ancak su her sıcaklık derecesinde nötrdür.
Suyun 25 0C de nötr noktası pH 7 de iken 37 0C
deki nötr noktası pH 6.78, 50 0C de nötr noktası
ise pH 6.53 tür.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
PH VE POH
10-7
pH < 7 < pOH
=
Nötr çözelti
pH = pOH = 7
<
OH-
Bazik çözelti
pH > 7 > pOH
Genel Kimya II

Çarpımları 1,0x10-14 değerine eşit olan [H3O+]ve [OH-]
derişimleri genellikle çok küçük değerlerdir.
Bu durumda derişimler için logaritmik gösterim daha
uygun olacaktır.
1909 yılında Danimarkalı kimyacı Soren Sorensen
«hidrojen iyonu potansiyeli anlamında, pH terimini
ortaya attı ve bu terimi [H+] nin eksi logaritması
olarak tanımladı.
Günümüzde pH, [H3O+] nin eksi logaritması diye
bilinmektedir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
PH VE POH
pH = -log [H3O+]

H3O+ <
Asidik çözelti
OH-
PH VE POH


10-7
Dr. Sakıp KAHRAMAN


H3O+ =

Ksu nun eksi logaritması alınabilir ve pKsu
şeklinde ifade edilebilir.
Buna göre, 0,025 M HCl çözeltisinin derişimi ve
pH değeri
[H3O+]= 2,5x10-3 M ve pH= -log(2,5x10-3) = 2,60
Ksu = [H3O+][OH-] = 1,0x10-14
-log Ksu = -(log [H3O+][OH-]) = -log(1,0x10-14)
pKsu = -(log [H3O+] + log [OH-]) = -(-14,00)
pOH = -log [OH-]
pKsu = -log [H3O+] + log [OH-] = 14,00
pKsu = pH + pOH =14,00
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
4
PH VE POH
PH VE POH

pKsu = pH + pOH =14,00

[H3O+]=[OH-] olan sulu çözelti nötraldir.



Saf suda 25 0C de [H3O+]=[OH-]=1,0x10-7 M ve
pH= 7,00 dır.
Böylece, 25 0C de pH= 7,00 olan tüm sulu
çözeltiler nötürdür.
Eğer pH, 7,00 dan küçük ise çözelti asidik, pH
7,00 dan büyük ise çözelti bazik ya da alkalidir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
KUVVETLI ASITLER VE BAZLAR


HCl seyreltik sulu çözeltilerinde hemen hemen
tamamen iyonlaşır.


Çözelti aşırı seyreltik değilse suyun iyonlaşmasından ileri
gelen H3O+ iyonlarını ihmal ederiz.

Genel Kimya II
KUVVETLI ASITLER VE BAZLAR


Suyun kendi kendine iyonlaşması ancak belli bir sınıra
kadar olduğundan kuvvetli asitlerin çözeltilerindeki H3O+
nun hemen tümüyle kuvvetli asitten geldiğini kabul
edebiliriz.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Başlıca kuvvetli bazlar iyonik yapıdaki
hidroksitlerdir.
Bu bazlar suda çözündükleri zaman, H2O molekülleri
bazın katyon ve anyonlarını (OH-) birbirinden
tamamen ayrıştırır.
Suyun kendi kendine iyonlaşması çok sınırlıdır ve bu
iyonlaşmadan gelen OH- iyonu ihmal edilebilecek
kadar azdır.
Çözelti çok seyreltik olmadıkça kuvvetli baz
çözeltisindeki [OH-] derişimi bazdan gelen OHiyonları derişimine eşit kabul edilir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
ZAYIF ASITLER VE BAZLAR
Elimizde %100 iyonlaşan 0,1M HCl çözeltisi ve
kısmen iyonlaşan 0,1M CH3COOH çözeltisi
olsun, bunlardan hangisi kuvvetli asittir?



Genel Kimya II
Laboratuar koşullarında yapılan bir deneyde;


Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
KUVVETLI ASITLER VE BAZLAR
HCl + H2O → Cl- + H3O+

Dr. Sakıp KAHRAMAN
0,1 M HCl çözeltisinin pH sı yaklaşık olarak 1,2
0,1 M HC2H3O2 çözeltisinin pH sı yaklaşık olarak 2,8
olarak belirlenmiştir.
Buradan aynı molariteye sahip olan iki asit
çözeltisinin farklı pH lara sahip olduğu
görülmektedir.
Bir asidin moleritesi, çözeltiye konulmuş olan
asidin miktarını gösterdiği halde [H3O+] ve pH
çözelti içindeki iyonlaşmayı gösterir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
5
ZAYIF ASITLER VE BAZLAR

ZAYIF ASITLER VE BAZLAR
Kuvvetli bir asit olan HCl nin suda tümüyle
iyonlaştığı kabul edilirken zayıf bir asit olan
HC2H3O2 in iyonlaşması tersinirdir ve bir denge
konumuna ulaşır.


Nasıl ki [H3O+] derişimini kısaca pH şeklinde
gösteriyorsak, K denge sabitini de pK şeklinde
gösterebiliriz (pK = -logK).
pKa = -log Ka = -log(1,8x10-5) = -(-4,74) = 4,74
HC2H3O2 + H2O ⇋ H3O+ + C2H3O2
Tepkimesinin denge sabiti;
+
𝐾𝑎 =
−
𝐻3𝑂 [𝐶2𝐻3𝑂2 ]
= 1,8𝑥10 − 5
[𝐻𝐶2𝐻3𝑂2]
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
ZAYIF ASITLER VE BAZLAR



Genel Kimya II
ZAYIF ASITLER VE BAZLAR
Bir çok zayıf asit, asetik
asitle aynı yapısal
özelliğe sahiptir.

Yaygın Kuvvetli Asitler
HCl
İlk bakışta zayıf bazları
belirlemek, zayıf asitleri
belirlemekten daha zor
görünebilir.
HBr
Başka bir değişle;
−COOH grubu
molekülün bir parçasıdır.
HI

HClO4
HNO3
H2SO4*
Size aksi verilmedikçe
yanda verilen kuvvetli
asitleri bilmeniz
yeterlidir. Onların
dışında kalanlar zayıf
asitlerdir.
* H2SO4 iki ayrı basamakta
iyonlaşır. Yalnızca birinci
basamağı kuvvetli asit gibi
davranır.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
ZAYIF ASITLER VE BAZLAR

Dr. Sakıp KAHRAMAN

Asitlerdeki formül önüne
yazılan H gibi, bazlarda
bazlığı gösteren belirgin
bir element yoktur.
Ancak, yanda verilen
bazlara bakıldığında
pridin hariç diğerlerinin
amonyağa benzediği
görülmektedir.
Dietilamin
(C2H5)2NH + H20 ⇋ (C2H5)2NH2+ + OH-
Etilamin
C2H5NH2 + H20 ⇋ C2H5NH3 + OH-
Amonyak
NH3 + H20 ⇋ NH4+ + OH-
Hidroksilamin
HONH2 + H20 ⇋ HONH3+ + OH-
Pridin
C5H5N + H20 ⇋ C5H5NH+ + OH-
Anilin
C6H5NH2 + H20 ⇋ C6H5NH2+ + OH-
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
ZAYIF ASITLER VE BAZLAR
Bu zayıf bazlarda amonyaktaki H atomlarından
biri −C6H5, −C2H5, −OH veya −CH3 gibi
gruplardan biri ile yerdeğiştirmiştir.

Sizce zayıf asitler ya da bazlar kendi aralarında
kuvvetlilik derecelerine göre sıralanabilir mi?
H
H
N
H
Amonyak
Dr. Sakıp KAHRAMAN
H
H
C
N
H
H
H
Metilamin
Genel Kimya II
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
6
ZAYIF ASITLER VE BAZLAR


İYONLAŞMA YUZDESI
Zayıf asitlerin asitlik kuvvetinin asitlik sabitiyle
(Ka), zayıf bazların bazlık kuvvetinin ise bazlık
sabitiyle (Kb) ilişkilendirilebilir.

Zayıf bir asit veya bazın iyonlaşmasını,
iyonlaşma derecesi ve iyonlaşma yüzdesini
belirleyerek tanımlayabiliriz.
Asidin ve bazın asitlik ve bazlık sabitlerinin
yüksekliği oranında asitlik-bazlık kuvveti artar.
HA + H2O ⇋ H3O+ + A+

İ𝑦𝑜𝑛𝑙𝑎ş𝑚𝑎 𝑦ü𝑧𝑑𝑒𝑠𝑖 =
Aşağıdaki asitleri kuvvetliliklerine göre
sıralayarak 0,1M sulu çözeltilerinin pH
değerlerini karşılaştırınız.



HA asidi için
HB asidi için
HC asidi için
Ka= 1x10-4
Ka= 1x10-5
Ka= 1x10-6
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
İYONLAŞMA YUZDESI


Dr. Sakıp KAHRAMAN
HA + H2O ⇋ H3O+ + A
Tepkime dengede iken, nHA mol HA, nH3O+ mol H3O+,
ve nA- mol A- V litrelik bir hacimde bulunmaktadır.
𝐾𝑎 =
Bu durum basit bir
iyonlaşma tepkimesi
incelenerek
anlaşılabilir.

Genel Kimya II
ÇOK PROTONLU ASITLER
nH3O+ nA−
+
−
+
−
𝐻3𝑂 [𝐴 ] ( 𝑉 )( 𝑉 ) (nH3O )(𝑛𝐴 ) 1
=
=
𝑥
n
[𝐻𝐴]
(𝑛𝐻𝐴)
𝑉
( 𝑉HA)
Çözeltiyi seyrelttiğimizde, V artarken
+
−1/V düşer ve Ka
(n
)(𝑛𝐴 )
değerinin sabit kalması için H3O
oranı artar.
(𝑛𝐻𝐴)
nH3O+ ve nA- artarken nHA azalması, iyonlaşma
yüzdesinde bir artışı gösterir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
ÇOK PROTONLU ASITLER
Moleküllerinde birden çok H atomu bulunsa bile,
iyonlaşabilen bir tek H atomu olan asitler, tek
protonlu asitlerdir.



Genel Kimya II
İYONLAŞMA YUZDESI
Yandaki grafikten
zayıf bir asit ya da
bazın, çözelti
seyreldikçe
iyonlaşma
yüzdesinin arttığı
görülmektedir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN

𝐻𝐴 𝑑𝑎𝑛 𝑔𝑒𝑙𝑒𝑛 𝐻3𝑂 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑟𝑖𝑡𝑒𝑠𝑖
𝑥100
𝐻𝐴 𝑛𝚤𝑛 𝑏𝑎ş𝑙𝑎𝑛𝑔𝚤ç 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑟𝑖𝑡𝑒𝑠𝑖
Fakat bazı asitlerin moleküllerinde iyonlaşabilen
birden fazla H atomu bulunur. Böyle asitlere çok
protonlu asitler denir.
H3PO4 molekülünde iyonlaşabilen üç H atomu
vardır ve dolayısı ile üç protonlu bir asittir.
Üç basamakta iyonlaşır ve her iyonlaşma
basamağı için birer denge eşitliği ve Ka değeri
vardır.
+


Birçok çok protonlu asit bulunmasına rağem biz
fosforik asidi (H3PO4) inceleyeceğiz.
H3PO4 + H20 ⇋ H3O+ + H2PO4-
𝐾𝑎1 =
−
[𝐻3𝑂 ][𝐻2𝑃𝑂4 ]
[𝐻3𝑃𝑂4]
+

H2PO4- + H20 ⇋ H3O+ + HPO4-2
𝐾𝑎2 =
−
2
[𝐻3𝑂 ][𝐻𝑃𝑂4 ]
−
[𝐻2𝑃𝑂4 ]
= 76,3𝑥10 −8
+

Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
HPO4-2 + H20 ⇋ H3O+ + PO4-3
Dr. Sakıp KAHRAMAN
𝐾𝑎3 =
−
[𝐻3𝑂 ][𝑃𝑂4 3]
−
[𝐻𝑃𝑂4 2]
= 7,1𝑥10 − 3
= 4,2𝑥10 − 13
Genel Kimya II
7
ASIT VE BAZ ÖZELLIGI GÖSTEREN IYONLAR
ÇOK PROTONLU ASITLER

Fosforik asidin iyonlaşma sabitlerinin Ka1> Ka2> Ka3
şeklinde bağıl büyüklüklerinin değişimini kolayca
açıklamak olasıdır.
NH4+ + H2O ⇋ NH3 + H3O+
Asit (1)



1. basamakta bir proton (H+) ayrılır ve geriye -1 yüklü
H2PO4- iyonu kalır.

2. basamakta bir protonun -1 yüklü iyondan ayrılması
daha da zordur.

3. basamakta ise üçüncü proton -2 yüklü HPO4- iyonundan
ayrılacaktır. Bu da ilk iki protonun ayrılmasından çok
daha zordur.
Genel Kimya II
ASIT VE BAZ ÖZELLIGI GÖSTEREN IYONLAR

Ka ve Kb yi çarptığımızda
+
𝐾𝑎 𝑥 𝐾𝑏 =

𝑁𝐻3 [𝐻3𝑂 ]
+
[𝑁𝐻4 ]
+
x
[𝑁𝐻3]
−
= 𝐻3 𝑂
+

+
Genel Kimya II
HIDROLIZ
25 0C daki saf suda [H3O+] = [OH-] = 1,0x 10-7 ve
pH=7,00 dır.
−

Genel Kimya II
HIDROLIZ

Saf su pH bakımından nötrdür.
NaCl suda çözündüğünde tümüyle Na+ ve Cliyonlarına ayrışır ve çözeltinin pH değeri 7,00
olarak kalır.
Na+ + Cl- + H2O → Tepkime olmaz
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
TUZ ÇÖZELTILERININ PH I
Su içine NH4Cl ilave edildiğinde pH, 7 nin altına iner.
Bunun anlamı [H3O+] > [OH-] dır. Öyleyse, burada
H3O+m veren bir tepkime olmalıdır.

Unutmamak gerekir ki, hidroliz tepkimesi ancak bir
zayıf asit ya da zayıf baz oluşturan tepkimelerde
olasıdır.
Cl- + H2O → Tepkime olmaz

Kuvvetli asit ve bazların tuzları (ör. NaCl) hidroliz olmaz.
Çözeltinin pH değeri 7 dir.
NH4+ + H20 ⇋ NH3 + H3O+

Kuvvetli baz ve zayıf asitlerin tuzları (ör. NaC2H3O2)
hidroliz olur: pH>7 (Anyon bir baz gibi davranır.

Zayıf bazların kuvvetli asitlerle verdiği tuzlar (ör. NH4Cl)
hidroliz olur: pH<7 (katyon bir asit gibi davranır)

Zayıf asit ve zayıf bazların tuzları (NH4C2H3O2) hidroliz
olur. (katronlar asit, anyonlar bazdır. Çözeltinin asidik mi,
yoksa bazik mi olacağı, iyonların Ka ve Kb lerinin bağıl
değerlerine bağlıdır.)

NH4+ + H20 arasındaki tepkime, temelde, diğer asit-baz
tepkimelerinden farklı değildir.

Bununla birlikte, bir iyonla su arasında meydana gelen
tepkimeye çoğu zaman hidroliz tepkimesi adı verilir.

Buna göre, amonyum iyonu hidroliz olur, klorür iyonu
hidroliz olmaz deriz.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
−
𝑁𝐻4 [𝑂𝐻 ]
[𝑁𝐻3]
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Ka (asit) x Kb (asidin eşlenik bazı) = Ksu
Kb (baz) x Ka (bazın eşlenik asidi) = Ksu

𝑁𝐻3 [𝐻3𝑂 ]
+
[𝑁𝐻4 ]
NH4+ eşlenik bazı olan NH3 ün Kb ifadesi;
𝐾𝑏 =
[𝑂𝐻 ]
Bir asidin iyonlaşma sabiti ile onun eşlenik
bazının iyonlaşma sabitleri çarpımı suyun
iyonlaşma sabitine eşittir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Asit (2)
NH3 + H2O ⇋ NH4+ + OH-

𝑁𝐻4 [𝑂𝐻 ]
Baz (1)
+
𝐾𝑎 =
Başka bir ifadeyle, bir taneciğin (-) yükü arttıkça, o
tanecikten proton (H+) ayrılması zorlaşır.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Baz (2)
NH4+ bir asittir ve bir baz gibi davranan H2O molekülüne
bir proton verir.
Genel Kimya II
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
8
MOLEKÜL YAPISI VE ASIT BAZ DAVRANIŞI

Sizce HF zayıf asit olduğu halde niçin HCl
kuvvetli asittir?
MOLEKÜL YAPISI VE ASIT BAZ DAVRANIŞI



Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
MOLEKÜL YAPISI VE ASIT BAZ DAVRANIŞI



HF in diğer halojen asitlerinden daha zayıf
olması beklenmekle birlikte, bu derece zayıflığı
yalnızca bağ ayrışma enerjisinin büyüklüğüne
bağlanamaz.
Hidroflorik asidin bu zayıflığı ancak kuvvetli
hidrojen bağları yapabilmesiyle açıklanabilir.
Bir HX asidini düşündüğümüzde;
H − X bağının kuvveti arttıkça asitlik
zayıflamaktadır.
Bağ kuvvetinin büyük olması ise bağ
uzunluğunun kısa, bağ ayrışma enerjisinin
yüksek olması anlamına gelir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
MOLEKÜL YAPISI VE ASIT BAZ DAVRANIŞI


Aynı periyottaki elementlerin oluşturduğu ikili
asitlerin kuvvetlerini etkileyen en önemli etken
bağ polarlığıdır.
H − X bağının polarlığı, bağı oluşturan atomların
elektronegatiflik farkı (∆EN) büyüdükçe artar.
HF(aq) çözeltileri, hidrojen bağları sonucu
meydana gelen iyon çiftleri içerirler ve serbest
H3O+ derişimi olması gerekenden azdır.
HF + H2O → (-F … H3O+) ⇋ H3O+ + F-
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
OKSIASITLERIN KUVVETLERI

Dr. Sakıp KAHRAMAN
OKSIASITLERIN KUVVETLERI
Oksiasitlerin bağıl kuvvetlerini belirleyebilmek
için, O−H bağı elektronlarının merkez atomuna
doğru çekilmesini inceleyelim.



O−H bağı elektronlarının çekilmesine neden olan
etkenler;
Merkez atomlarının elektronegatifliği

Asit molekülündeki O atomlarının sayısıdır.
Dr. Sakıp KAHRAMAN

Genel Kimya II
HOCl ve HOBr asitlerinin kuvvetlerini etkileyen
başlıca etken elektronegatifliktir.
Cl atomu Br atomundan biraz daha elektronegatiftir.
H−O−Cl


Genel Kimya II
H−O−Br
Bu nedenle, HOCl asidi HOBr den daha kuvvetli bir
asittir.
Sonuç olarak, HOZ şeklindeki bir molekül örneğinde
Z atomunun elektronegativitesi arttıkça asitlik artar
(HOCl > HOBr > HOI örneklerinde olduğu gibi).
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
9
OKSIASITLERIN KUVVETLERI

LEWIS ASITLERI VE BAZLARI
H2SO4 mü H2SO3 mü daha kuvvetlidir?

O
O
H
O
S
O
H
H
O
S
O
H
O


Elektronegatif olan O atomunun O−H bağında elektronları
çekerek bağı zayıflatması ve molekülün aitliğini arttırması
beklenmektedir.

Dolayısıyla H2SO4 ün elektron çekem etkisinin daha fazla
olmasını bekleriz.

Sonuç olarak, oksi asitlerde oksijen miktarı arttıkça H+
vermek kolaylaşmakta ve asitlik kuvveti artmaktadır.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
LEWIS ASITLERI VE BAZLARI



Bir lewis asidi (A) ile bir lewis bazının (B:)
tepkimesi, bu iki element arasında bir kovalent
bağ oluşturur.
B: + A → B:A
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
KAYNAKLAR
OH-
Bir Bronsted-Lowry bazı olan
iyonu, oksijen
üzerinde ortaklanmamış elektron çifti
bulundurduğundan, aynı zamanda bir Lewis
bazıdır.
Diğer taraftan HCl bir lewis asidi değildir.
Çünkü bir elektron çifit alamaz.


Bununla birlikte HCl molekülünü H+ veren bir
tanecik olarak düşünebiliriz. H+ bir kovalent bağ
oluşturmak üzere bir elektron çifti
alabileceğinden, Lewis asididir.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Lewis asidi elektron çifti alabilen tanecikler,
lewis bazı ise elektron çifti verebilen
taneciklerdir.
Genel Kimya II

Petrucci, R.H., Harwood, W.S., and Herring, F.G.
(Çeviri Editörleri: Uyar, T. ve Aksoy, S.), (2002).
Genel Kimya İlkeler ve Modern Uygulamalar II,
Palme Yayıncılık, Ankara.
Chang, R., (Çeviri Editörleri: Soydan, A.B. ve
Aroğuz, A.Z.), (2000). Fen ve Mühendislik
Bölümleri İçin Kimya, Beta Basım Yayım
Dağıtım A.Ş., İstanbul.
Mortimer, C.E., (1979). Chemistry – A conceptual
Approach, 4th edition, Van Nostrand, New York.
Dr. Sakıp KAHRAMAN
Genel Kimya II
10