Asit – Baz – pH Kavramları

Geçmişten günümüze pek çok asit ve baz tanımı yapılmıştır. Asitlerinin tadının ekşi, bazların acı olmasından ya da asitlerin turnusol kağıdını kırmızıya, bazların maviye boyamasından ötürü onları nitel olarak ayırabiliriz. Fakat kimyasal ve tehlikeli özelliklerinden ötürü her maddeyi tadamayacağımız, bu maddelerin asit veya baz olduğunu bilsek bile ne derece asitlik veya bazlık özelliği gösterdiklerini anlayabilmemiz için daha kapsamlı ve analitik asit-baz tanımlarına ihtiyaç duyuyoruz. Bunlar Arrhenius, Brönsted-Lowry  ve Lewis tanımlarıdır.

Arrhenius Tanımı

Bu tanıma göre ayrıştığında hidrojen iyonu (H+) veren maddeler asit, hidroksil iyonu (OH-) veren maddeler bazdır. Bu tanım hala kullanılmasına karşın yeterli bir kavram değildir çünkü buna göre asidik bir maddenin yapısında hidrojen, bazik bir maddenin yapısında ise hidroksil olmalıdır. Fakat yapısında OH- olmadığı halde bazik özellik gösteren maddeler vardır. Buna en önemli örnek NH3’tür. OH iyonu içermemesine rağmen bazik bir bileşiktir. Bu sebeple bu tanım doğru olmasına rağmen bazı bileşikleri kapsayamaz.

Brönsted-Lowry Tanımı

Bu tanıma göre proton veren maddeler asit, alabilenler bazdır. Burada protondan kastımız (H+) iyonudur. H+ iyonu çekirdeğinde sadece proton bulundurduğundan proton olarak anılır. Bu tanımı sulu ortamda gerçekleşen bir tepkime üzerinden daha rahat anlatabiliriz.

Asit1 + H2O > Baz1 + H3O+

Bu tepkimeye göre asit proton vererek kendisinin bazına dönüşür.  Buna kimyada konjuge yani eşlenik asit-baz kavramı denir. Her asidin konjuge bazı, her bazın da konjuge bazı vardır. Örnek verecek olursak:

CH3COOH  + NH3 > CH3COO- + NH4+

Burada asetik asit, bir protonunu vererek kendi türünün konjuge bazını oluşturur. NH3 bazik karakterdedir. O da proton alarak konjuge asidini oluşturur.

İlk tepkimemize bakarsak ortamdaki suyun asidik madde yanında ortamda baz gibi davrandığını görürüz. Burada bilmemiz gereken: Suyun amfoter özellikte olmasıdır. Yani ortamdaki türe göre asidik veya bazik özellik gösterebilme yeteneğidir. Bunlara aynı zamanda amfiprotik maddeler de denir.

Arrhenius tanımı bu amfoter maddeleri açıklamada yetersiz kalırken, Brönsted-Lowry tanımı bu maddeleri açıklayabilir.

Lewis Tanımı

Bu tanıma göreyse bir çift serbest elektronu bulunan ve bunu verebilen maddelere baz, bu serbest elektron çiftlerini alabilen molekül ya da iyonlara ise asit denir. Örneğin:

NH3 + H+ > NH4+

Bu tepkimeye göre NH3 bir çift serbest elektron içerir. Bu elektronlarını H+’a vererek NH4+ oluşturur. NH3 serbest elektron çiftini verdiği için baz, H+ ise bu elektronları aldığı için asittir.

Lewis tanımı daha çok organik kimya alanında geçerli bir tanımken, ilk iki tanım analitik kimyada kullanılan tanımlardır.

pH

pH kavramı ise bir maddenin asitlik veya bazlığının ölçüsüdür. Açılımı “power of hydrogen” olan pH, bir çözeltideki proton (H+) etkinliğinin eksi logaritmasıdır.

pH=-log[H+]

pH skalası pH 0 ile pH 14 arasındadır ve bir maddenin asit ve bazlığının derecesini bize açıkça gösterir. Eğer pH<7 ise maddemiz asidik, pH>7 ise madde bazik, pH 7 ise madde nötraldir. Bu nötral maddeye örnek olarak saf suyu verebiliriz. Skalada 0’a doğru gidildikçe maddenin daha asidik, 14’e doğru gidildikçe daha bazik olduğunu görürüz.

 

 

PhDuzenlenmis2

Yazar: Devrim Yağmur Durur(Kozmik Anafor)

Kaynak:
1. Genel Kimya 2 İlkeler ve Modern Uygulamalar – Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette
2. Analitik Kimya – Hüseyin Tural

Facebook Yorumları