F
faust
Ziyaretçi
Günlük hayatın bir parçasıdır asitler ve bazlar. Çoğu yiyecek de ve içecek de asitlerin ve bazların olduğunu biliriz. Peki nedir bu asit-baz kavramları, bugün bu konu üzerinde duracağız.
Asitlerin ve bazların geçmişi çok eskilere yani simyacılara kadar gitmektedir. Simyacılar asitlerin ekşi, bazların ise acı olduklarını ve reaksiyon sonucu tuz oluşturduklarını da gözlemlemişlerdir deneme-yanılma yöntemiyle. Asit ve bazlarla ilgili ilk deneysel açıklamayı ise A.Lavoisier yapmıştır. Lavoisier’ye göre bütün asitler içerisinde oksijen barındıran bileşiklerdir. (oksijen Yunancada asit yapan anlamına gelmektedir) Daha sonra ise yani 1810 yılında H.Davy bir asit-baz tanımı yapmıştır. Davy’e göre içerisinde hidrojen bulunduran tüm bileşikler asittir. Bundan sonra ise sınırlı sayıda tanımlar gelmiştir. Örneğin 1884’te Arrhenius suda hidrojen iyonu oluşturanlar asit, OH- iyonu oluşturanlar ise bazdır. Bugün biz bu asit-baz kavramlarını tanımlayıp ve açıklamaya çalışacağız.
Çeşitli asit-baz kavramları mevcuttur. Örneğin Arrhenius asit-baz kavramı (hidrojen ve hidroksit oluşumuna dayanır) Bronsted-Lowry (hidrojen iyonu alıcı-verici) Lewis (elektron çifti alıcı-verici) Lux–Flood (asit oksit iyonu alıcı ve baz oksit iyon verici) ve Usanovich’in ise genel bir tanımı vardır ve bilimde pek itibar görmez. Tuz yapan her şey asit-baz tanımı içerisine girer, fakat genel bir tanım olduğu için bilim camiasında eleştirilmiştir. Diğer yandan İngold veRobinson tanımları mevcuttur. Onlarda organik kimyada kullanılmaktadır. Elektrofillik ve nüklofillik diye ikiye ayrılan ve elektrofillik asit, nükleofillik ise bazdır. Biz ise bugün sadece Arrhenius, Bronsted-Lowry ve Lewis asit-baz kavramlarını ve bu asit-bazların bileşiklerin üzerindeki durumlarının inceleyip konumuzu kapacağız.
Konuya giriş yapmadan Jensen’in asit-baz kuramı üzerine söylediği sözlerine yer vermek istiyorum.
Asit-baz kavramı kimyanın mantık yapısı içinde bir dereceye kadar belirsiz bir durum oluşturur. Açık konuşursak, asit baz kavramı ne gerçek ne de teoridir, bu nedenle hiçbir zaman doğru ve yanlış olamazlar. Daha ziyade sınıflandırıcı bir tanımdır veya bir kıyaslamadır, yararlıdır veya yararsızdır. Asit-baz tanımları, şimdiki kimyada formüllendirilmiş şekliyle gerçeklerin ve teorilerin bir yansımasıdır, gerçekler ve teorilerin kendileri gelişip, değiştikçe onlarda zorunlu gelişmeli ve değişmelidir. (Kaynak: Kaynak:
W.B.Jensen , The Lewis Aci-Base Concepts, John Wiley&Sons İnc.,New York,1980)
Başlıca asit-baz kuramları
Arrhenius asit-baz kuramı
Arrhenius ve Ostwald zorlu bir bilimsel mücadeleden sonra kendi ismiyle anılan asit-baz tanımını yapmış ve bu durumdan dolayı 1903 yılında Nobel ödülüyle ödüllendirilmiştir. Arrhenius’a göre suda çözündüğünde ortama H+ iyonu veren asit, OH- iyonu veren ise bazdır. Bu durum suda iyonlaşması bazik olarak davranan ve ayrıca bir koordine kovalent bağda içeren NH3 için geçerli değildir. Bu asit-baz tanımında H+ iyonu ve OH- iyonu birleşimi sudur, bu evrensel bir sit-baz tepkimesidir ve tepkimede tuzda oluşması Arrhenius’un asit-baz tanımını onaylar. Hatta genel bir tanım asit-baz nötürleşmesi de söz konusudur. Genel denklem ise şu şekildedir.
Asit+Baz → Su+Tuz
HCI+NaOH → H2O+NaCI
Bronsted - Lowry kuramı
Bronsted ve Lowry 1923 yılında birbirlerinden bağımsız asit ve baz kavramını ortaya atmışlardır. Buna göre hidrojen iyonu verebilen asit, alan ise bazdır (buna proton da diyebiliriz çünkü hidrojenin nötronu yoktur ve bir proton gibi davranır). Arrhenius’un asit-baz kavramı içerisinde H+ ve OH barındırmayan bileşiklerin asit veya baz gibi davranmalarını açıklayamamıştır. Aslında temelde ikisi de aynı bakış açısı içerisindedir. Yani Arrhenius’ta da asit olanlar Bronsted-Lowry’de de asit ve bazda yine aynı şekil birbirlerine göre bazdır. Ayrılan nokta ise birer proton fazlalığı ve eksikliğidir. Bu durumda gündeme eşlenik (konjüge) konuş gelmektedir. Bu duruma göre bir sit baz ile eşleşirken diğer yandan onun zayıf bazı ya da asiti meydana getirmesi konjüge asit ve baz durumlarını oluşturmuştur. Şöyle ki, büyük moleküllü bir asidin eşleniği zayıf asit, kuvvetli bazın eşleniği ise zayıf bazdır, yalnız küçük moleküllü asitlerin eşleniği zayıf bir eşleniktir yani baz-baz, asit-asit (burası çok önemli) Diğer yandan ürünlerin yönü kuvvetli asit-bazdan zayıf asit-baza doğrudur yani reaktifler kuvvetli asitleri ve bazları oluştururlar. Örneğin hidronyum iyonu, HNO2’den, amit iyonu ise amonyaktan daha güçlü bir asit/bazdır. Bir asidin diğer bir asitten örneğin HCI, HCIO4’ten neden daha zayıf olduğu sorusu gündeme gelebilir. HCI4, HCI’e göre daha iyi proton verici olduğu için HCI’den daha aktiftir. Buna rağmen CIO4- iyonu CI- iyonundan daha zayıf bir bazdır. Hatırlarsanız bir şey söylemiştik. Büyük moleküllü bir asidin eşleniği zayıf asit, kuvvetli bazın eşleniği ise zayıf bazdır, yalnız küçük moleküllü asitlerin eşleniği zayıf bir eşleniktir yani baz-baz, asit-asittir.
Lewis kuramı
Bu kurama göre elektron çifti alabilenler asit, verebilenler ise bazdır. Buna göre bir proton daha kazanabilen karbokatyonlar asit, halojenür iyonları ise bazdır. Diğer bir ifadeyle elektrofillik reaksiyonlar asit, nükleofillik reaksiyonları ise bazdır. Bu kuramı da ilk kez G.N.Lewis 1923 yılında ortaya atmıştır ve organik kimyada oldukça fazla kullanılmaktadır. Lewis asit-baz tanımı ise bir katılma ürünü bileşikleri için aydınlatıcıdır. Fakat bu kuramda HCI gibi asitler elektron çifti barındırmaz, yani elektron çifti alıcısı değildir. Diğer yandan H+ bir elektron çifti alıcısıdır, dolayısıyla bir Lewis asidi gibi davranır. Bunun yanında değerlik kabuğu tam dolmamış (yani oktedini tamamlamış) bileşikler de Lewis asitleridir. Lewis asidi, lewis bazıyla koordine kovalent bağ yaptığında ancak oktedini tamamlar, bunlara da en iyi örnek BF3 ve NH3’tür.
Ve son olarak metal katyonuna bağlı iyon bir zayıf Lewis bazı gibi davranır ve metal katyonu bir Lewis asidi olarak görev yapar. Burada kadar sadece asit ve baz tanımlarını inceledik, bundan sonra ise daha çok asit ve bazların neden böyle davrandıklarını ve aralarındaki farkları göreceğiz.
Çözücü sistemi kuramı
Proton içermeyen asitlerin tanımı ise çözücü sistem kuramına göre yapılmaktadır. Buna göre kendi kendine iyonlaşma gösterebilen bu sistemler bir çözücünün katyon ve anyon vermesidir, bu duruma da kısaca öziyonlaşma denir. Yani iyonlaşma da katyon asit, anyon ise baz gibi davranır çözücü sisteminde, dolayısıyla katyon derişimini arttıran maddeler asit, anyon derişimini arttıran ise baz olarak tanımlanır. Örneğin BF3 proton içermemesine rağmen sudaki katyon derişimini arttırması veya azaltması onu asit veya baz yapar. Fakat BF3 bileşiği katyon derişimini arttığından bir asit gibi davranır. Bu kuramda çok önemli bir durum var, o da SO3^-2 ve SOCI2 bileşikleridir. Buna göre SO3^-2 ve SOCI2 reaksiyonu sonucu SO-2 anyonu oluşur, fakat bu hem asit hem de bazdır ve bu durumun belirsizliği halen anlaşılamamıştır.
Sınır orbitalleri ve Asit-baz reaksiyonları
Sınır orbitalleri kuramı içinde son dolu moleküler orbital ve ilk boş moleküler orbitaller kullanılır. Basit bir örnek ise
NH3- + H+ → NH4+
reaksiyonudur. Burada hidrojen bir bağ, birde karşı bağ moleküler orbitalleri oluşturur. NH4 ise Ch4 gibi 4 bağ ve 4 karşı bağ moleküler orbital bulundurmaktadır. Toplamda 8 moleküler orbitalden oluşur. Burada tek elektron çifti a1 diğer 3 elektron çifti ise t2 orbitaline girer, buradan çıkan sonuç ise bağ yapmayan a1 orbitalleri t2 orbitallerine dönüşürken enerjisi düşer dolayısıyla kararlılığı artar. NH3 ise HOMO nun bazının (HOMO: En yüksek enerjili orbital anlamına gelmektedir kısaca) su ile H+ asidinin ise LUMO (LUMO: En düşük enerjili orbital) su ile birleşerek simetri değiştiriri, dolayısıyla t2 simetrisinde bir bağ diğeri karşı bağ olmak üzere yani yeni orbitalleri oluşturur.
pH ve Poh kavramları
1909 biyokimyacı S.Sorensen ilk kez ‘hidrojen iyonunun potansiyeli’ anlamında pH denen bir durumu ortaya atmıştır. Buna göre, pH H+ iyonunun eksi logaritması olup, hidronyum (H3O) iyonuyla temsil edilir. Diğer yandan pOH ise OH- iyonunun eksi logaritması olarak kabul görür. Buna göre H3O ve OH- iyonlarının çarpımları 1,0.10^-14 gibi çok küçük bir koşulu getirir. Kuvvetli bir asit çözeltisinin molaritesi ise çözelti içerisindeki protonla çarpılmasıyla bulunur. Aynı şekil asit-baz ve zayıf asit-baz durumları da bu şekilde bulunur. Sonrada bunların eksi logaritması alınarak pH’a geçilir. Bunun dışında suda H3O ve OH- iyonları eşittir ve su nötrdür (eşleniğine göre asit veya baz gibi davranır sadece) ve pH değeri 7 dir. Bu rakamdan aşağı olanlar asit, yukarı olanlar ise baz özelliği göstermektedir.
Kuvvetli asit-bazlar ve zayıf asit-bazlar
Suda iyonlaşması tam olan olan maddeler kuvvetli asit ve bazlardır. Örneğin HCI, HNO3, H2SO4 asitleri suda tam olarak iyonlaşır, oysa CH3COOH ve CHOOH asitleri suda çok az iyonlaşırlar. Diğer yandan aynı şekilde NaOH, KOH suda çok iyonlaşır dolayısıyla güçlü bazlardır, fakat NH3 ya da C5H5N (piridin) suda iyonlaşması çok azdır, bunun için zayıf baz tanımı içerisinde girmektedirler.
Sert ve yumuşak asit-bazlar
Asit ve bazlarda sertlik-yumuşaklık bir reaksiyonun nasıl gerçekleştiği şeklinde bilgi verir. Örneğin gümüş florür bileşiği suda kısmen iyonlaşır. Sert asit-baz diğer bir sert asit-baz ile güçlü reaksiyonlar verirler. Aynı şekilde yumuşak asit-bazda öyle, sert ve yumuşak asit-baz ise suda kısmen çözünür. Diğer bir etkende bileşiklerin renkleridir . Ağır metal katyonlarının tuzları genelde renklidirler bununda nedeni boş ve dolu orbitaller arasındaki enerji farkından kaynaklanmaktadır. Sert ve yumuşak asit-baz tanımları Fajans’a göre ise şöyledir;
_Belirli bir katyon için, anyon ne kadar fazla ise kovalentlik o kadar fazladır ve bunun tersi, yani katyon arttıkça kovalentlik azalır.
_Asal gaz düzeninde olmayan katyonların ise kovalentliği daha fazladır.
Çok protonlu asitler (Poliprotik asitler)
HCI, HNO3 gibi asitler tek protonlu asitlerdir. H2SO4, H3PO4 gibi asitler ise birden fazla asit içermektedirler, kısaca içerisinde birden fazla proton ihtiva eden asitlere çok protonlu ya da poliprotik asitler denir. Çok protonlu asitlerde örneğin H2SO4 iyonlaşması iki basamakta gerçekleşir, iyonlaşma enerjileri birinci iyonlaşma daha büyük olduğundan ikinci iyonlaşmasına göre daha zor gerçekleşir.
Moleküler yapısı ve Asit-baz davranışı
Bu bölümde de bir asidin-bazın neden daha kuvvetli, neden daha zayıf olduğundan bahsedip konumuzda son vereceğiz.
İkili asitlerin kuvvetleri
HCI, HF, HF, NH3 gibi asit ve bazlar, hidrojenden ve başka bir elementten oluşan asit ve bazlardır. Bir asidin neden güçlü olup-olmadığı ise bağ yapısının uzunluğuna ve kısalığına bağlıdır. Örneğin bağımız kısa ise bağ daha güç kopacaktır. Aynı şekil uzun ise bağımız daha kolay kopacaktır. Aynı şekil uzun ise bağımız daha kolay kopacaktır, daolayısıyla daha çabuk iyonlaşacaktır. Burada iyon çiftlerinin moleküler yapıları ne kadar küçükse eşleniği o kadar zayıf, molekül ne kadar büyük ise eşleniği bir o kadar güçlüdür.
Oksiasitlerin kuvvetleri
Oksiasitler içerisinde oksijen ihtiva eden asitlerdir. Buna göre bir asidin güçlü olup olmadığını oksijen sayısına bakarak söyleyebiliriz. Örneğin H2SO4 ve H2SO3 asitlerini karşılaştıralım. Buna göre H2SO4 oksijen atomlarının daha fazla çekilmesi onu H2SO3’ten daha güçlü yapar. Ancak HOCI, HOBr gibi asitlerin bir uç oksijen atomu yoktur, bunların hangisinin daha güçlü olup-olmadığını ise elektronegatifliğine bakarak söyleyebiliriz. Buna göre CI’un Br’dan daha güçlü olduğunu rahatlıkla söyleyebiliriz. Bu kuramı da ilk kez Pauling bilim dünyasına kazandırmıştır.
İsmail Çelik
Kaynaklar:
[1]. Prof.Dr.Yüksel Sarıkaya – Fizikokimya (Gazi Kitabevi Yayınları-2011)
[2]. Gary L. Miessler - Donald A. Tarr - İnorganik Kimya (Çev
rof.Dr. Nurcan Karacan-Prof.Dr. Perihan Gürkan) (Palme Yayıncılık-2009)
[3]. Petrucci, Herring, Madura, Bissonette - Genel Kimya (Çev:Tahsin Uyar, Serpil Aksoy, Recai İnam) (Palme Yayıncılık - 2012)
[4]. R.C.Atkins/F.A.Carey – Organic Chemistry (Çev: Prof.Dr.Gürol Okay/Prof.Dr.Yılmaz Yıldırır-2009)
Asitlerin ve bazların geçmişi çok eskilere yani simyacılara kadar gitmektedir. Simyacılar asitlerin ekşi, bazların ise acı olduklarını ve reaksiyon sonucu tuz oluşturduklarını da gözlemlemişlerdir deneme-yanılma yöntemiyle. Asit ve bazlarla ilgili ilk deneysel açıklamayı ise A.Lavoisier yapmıştır. Lavoisier’ye göre bütün asitler içerisinde oksijen barındıran bileşiklerdir. (oksijen Yunancada asit yapan anlamına gelmektedir) Daha sonra ise yani 1810 yılında H.Davy bir asit-baz tanımı yapmıştır. Davy’e göre içerisinde hidrojen bulunduran tüm bileşikler asittir. Bundan sonra ise sınırlı sayıda tanımlar gelmiştir. Örneğin 1884’te Arrhenius suda hidrojen iyonu oluşturanlar asit, OH- iyonu oluşturanlar ise bazdır. Bugün biz bu asit-baz kavramlarını tanımlayıp ve açıklamaya çalışacağız.
Çeşitli asit-baz kavramları mevcuttur. Örneğin Arrhenius asit-baz kavramı (hidrojen ve hidroksit oluşumuna dayanır) Bronsted-Lowry (hidrojen iyonu alıcı-verici) Lewis (elektron çifti alıcı-verici) Lux–Flood (asit oksit iyonu alıcı ve baz oksit iyon verici) ve Usanovich’in ise genel bir tanımı vardır ve bilimde pek itibar görmez. Tuz yapan her şey asit-baz tanımı içerisine girer, fakat genel bir tanım olduğu için bilim camiasında eleştirilmiştir. Diğer yandan İngold veRobinson tanımları mevcuttur. Onlarda organik kimyada kullanılmaktadır. Elektrofillik ve nüklofillik diye ikiye ayrılan ve elektrofillik asit, nükleofillik ise bazdır. Biz ise bugün sadece Arrhenius, Bronsted-Lowry ve Lewis asit-baz kavramlarını ve bu asit-bazların bileşiklerin üzerindeki durumlarının inceleyip konumuzu kapacağız.
Konuya giriş yapmadan Jensen’in asit-baz kuramı üzerine söylediği sözlerine yer vermek istiyorum.
Asit-baz kavramı kimyanın mantık yapısı içinde bir dereceye kadar belirsiz bir durum oluşturur. Açık konuşursak, asit baz kavramı ne gerçek ne de teoridir, bu nedenle hiçbir zaman doğru ve yanlış olamazlar. Daha ziyade sınıflandırıcı bir tanımdır veya bir kıyaslamadır, yararlıdır veya yararsızdır. Asit-baz tanımları, şimdiki kimyada formüllendirilmiş şekliyle gerçeklerin ve teorilerin bir yansımasıdır, gerçekler ve teorilerin kendileri gelişip, değiştikçe onlarda zorunlu gelişmeli ve değişmelidir. (Kaynak: Kaynak:
W.B.Jensen , The Lewis Aci-Base Concepts, John Wiley&Sons İnc.,New York,1980)
Başlıca asit-baz kuramları
Arrhenius asit-baz kuramı
Arrhenius ve Ostwald zorlu bir bilimsel mücadeleden sonra kendi ismiyle anılan asit-baz tanımını yapmış ve bu durumdan dolayı 1903 yılında Nobel ödülüyle ödüllendirilmiştir. Arrhenius’a göre suda çözündüğünde ortama H+ iyonu veren asit, OH- iyonu veren ise bazdır. Bu durum suda iyonlaşması bazik olarak davranan ve ayrıca bir koordine kovalent bağda içeren NH3 için geçerli değildir. Bu asit-baz tanımında H+ iyonu ve OH- iyonu birleşimi sudur, bu evrensel bir sit-baz tepkimesidir ve tepkimede tuzda oluşması Arrhenius’un asit-baz tanımını onaylar. Hatta genel bir tanım asit-baz nötürleşmesi de söz konusudur. Genel denklem ise şu şekildedir.
Asit+Baz → Su+Tuz
HCI+NaOH → H2O+NaCI
Bronsted - Lowry kuramı
Bronsted ve Lowry 1923 yılında birbirlerinden bağımsız asit ve baz kavramını ortaya atmışlardır. Buna göre hidrojen iyonu verebilen asit, alan ise bazdır (buna proton da diyebiliriz çünkü hidrojenin nötronu yoktur ve bir proton gibi davranır). Arrhenius’un asit-baz kavramı içerisinde H+ ve OH barındırmayan bileşiklerin asit veya baz gibi davranmalarını açıklayamamıştır. Aslında temelde ikisi de aynı bakış açısı içerisindedir. Yani Arrhenius’ta da asit olanlar Bronsted-Lowry’de de asit ve bazda yine aynı şekil birbirlerine göre bazdır. Ayrılan nokta ise birer proton fazlalığı ve eksikliğidir. Bu durumda gündeme eşlenik (konjüge) konuş gelmektedir. Bu duruma göre bir sit baz ile eşleşirken diğer yandan onun zayıf bazı ya da asiti meydana getirmesi konjüge asit ve baz durumlarını oluşturmuştur. Şöyle ki, büyük moleküllü bir asidin eşleniği zayıf asit, kuvvetli bazın eşleniği ise zayıf bazdır, yalnız küçük moleküllü asitlerin eşleniği zayıf bir eşleniktir yani baz-baz, asit-asit (burası çok önemli) Diğer yandan ürünlerin yönü kuvvetli asit-bazdan zayıf asit-baza doğrudur yani reaktifler kuvvetli asitleri ve bazları oluştururlar. Örneğin hidronyum iyonu, HNO2’den, amit iyonu ise amonyaktan daha güçlü bir asit/bazdır. Bir asidin diğer bir asitten örneğin HCI, HCIO4’ten neden daha zayıf olduğu sorusu gündeme gelebilir. HCI4, HCI’e göre daha iyi proton verici olduğu için HCI’den daha aktiftir. Buna rağmen CIO4- iyonu CI- iyonundan daha zayıf bir bazdır. Hatırlarsanız bir şey söylemiştik. Büyük moleküllü bir asidin eşleniği zayıf asit, kuvvetli bazın eşleniği ise zayıf bazdır, yalnız küçük moleküllü asitlerin eşleniği zayıf bir eşleniktir yani baz-baz, asit-asittir.
Lewis kuramı
Bu kurama göre elektron çifti alabilenler asit, verebilenler ise bazdır. Buna göre bir proton daha kazanabilen karbokatyonlar asit, halojenür iyonları ise bazdır. Diğer bir ifadeyle elektrofillik reaksiyonlar asit, nükleofillik reaksiyonları ise bazdır. Bu kuramı da ilk kez G.N.Lewis 1923 yılında ortaya atmıştır ve organik kimyada oldukça fazla kullanılmaktadır. Lewis asit-baz tanımı ise bir katılma ürünü bileşikleri için aydınlatıcıdır. Fakat bu kuramda HCI gibi asitler elektron çifti barındırmaz, yani elektron çifti alıcısı değildir. Diğer yandan H+ bir elektron çifti alıcısıdır, dolayısıyla bir Lewis asidi gibi davranır. Bunun yanında değerlik kabuğu tam dolmamış (yani oktedini tamamlamış) bileşikler de Lewis asitleridir. Lewis asidi, lewis bazıyla koordine kovalent bağ yaptığında ancak oktedini tamamlar, bunlara da en iyi örnek BF3 ve NH3’tür.
Ve son olarak metal katyonuna bağlı iyon bir zayıf Lewis bazı gibi davranır ve metal katyonu bir Lewis asidi olarak görev yapar. Burada kadar sadece asit ve baz tanımlarını inceledik, bundan sonra ise daha çok asit ve bazların neden böyle davrandıklarını ve aralarındaki farkları göreceğiz.
Çözücü sistemi kuramı
Proton içermeyen asitlerin tanımı ise çözücü sistem kuramına göre yapılmaktadır. Buna göre kendi kendine iyonlaşma gösterebilen bu sistemler bir çözücünün katyon ve anyon vermesidir, bu duruma da kısaca öziyonlaşma denir. Yani iyonlaşma da katyon asit, anyon ise baz gibi davranır çözücü sisteminde, dolayısıyla katyon derişimini arttıran maddeler asit, anyon derişimini arttıran ise baz olarak tanımlanır. Örneğin BF3 proton içermemesine rağmen sudaki katyon derişimini arttırması veya azaltması onu asit veya baz yapar. Fakat BF3 bileşiği katyon derişimini arttığından bir asit gibi davranır. Bu kuramda çok önemli bir durum var, o da SO3^-2 ve SOCI2 bileşikleridir. Buna göre SO3^-2 ve SOCI2 reaksiyonu sonucu SO-2 anyonu oluşur, fakat bu hem asit hem de bazdır ve bu durumun belirsizliği halen anlaşılamamıştır.
Sınır orbitalleri ve Asit-baz reaksiyonları
Sınır orbitalleri kuramı içinde son dolu moleküler orbital ve ilk boş moleküler orbitaller kullanılır. Basit bir örnek ise
NH3- + H+ → NH4+
reaksiyonudur. Burada hidrojen bir bağ, birde karşı bağ moleküler orbitalleri oluşturur. NH4 ise Ch4 gibi 4 bağ ve 4 karşı bağ moleküler orbital bulundurmaktadır. Toplamda 8 moleküler orbitalden oluşur. Burada tek elektron çifti a1 diğer 3 elektron çifti ise t2 orbitaline girer, buradan çıkan sonuç ise bağ yapmayan a1 orbitalleri t2 orbitallerine dönüşürken enerjisi düşer dolayısıyla kararlılığı artar. NH3 ise HOMO nun bazının (HOMO: En yüksek enerjili orbital anlamına gelmektedir kısaca) su ile H+ asidinin ise LUMO (LUMO: En düşük enerjili orbital) su ile birleşerek simetri değiştiriri, dolayısıyla t2 simetrisinde bir bağ diğeri karşı bağ olmak üzere yani yeni orbitalleri oluşturur.
pH ve Poh kavramları
1909 biyokimyacı S.Sorensen ilk kez ‘hidrojen iyonunun potansiyeli’ anlamında pH denen bir durumu ortaya atmıştır. Buna göre, pH H+ iyonunun eksi logaritması olup, hidronyum (H3O) iyonuyla temsil edilir. Diğer yandan pOH ise OH- iyonunun eksi logaritması olarak kabul görür. Buna göre H3O ve OH- iyonlarının çarpımları 1,0.10^-14 gibi çok küçük bir koşulu getirir. Kuvvetli bir asit çözeltisinin molaritesi ise çözelti içerisindeki protonla çarpılmasıyla bulunur. Aynı şekil asit-baz ve zayıf asit-baz durumları da bu şekilde bulunur. Sonrada bunların eksi logaritması alınarak pH’a geçilir. Bunun dışında suda H3O ve OH- iyonları eşittir ve su nötrdür (eşleniğine göre asit veya baz gibi davranır sadece) ve pH değeri 7 dir. Bu rakamdan aşağı olanlar asit, yukarı olanlar ise baz özelliği göstermektedir.
Kuvvetli asit-bazlar ve zayıf asit-bazlar
Suda iyonlaşması tam olan olan maddeler kuvvetli asit ve bazlardır. Örneğin HCI, HNO3, H2SO4 asitleri suda tam olarak iyonlaşır, oysa CH3COOH ve CHOOH asitleri suda çok az iyonlaşırlar. Diğer yandan aynı şekilde NaOH, KOH suda çok iyonlaşır dolayısıyla güçlü bazlardır, fakat NH3 ya da C5H5N (piridin) suda iyonlaşması çok azdır, bunun için zayıf baz tanımı içerisinde girmektedirler.
Sert ve yumuşak asit-bazlar
Asit ve bazlarda sertlik-yumuşaklık bir reaksiyonun nasıl gerçekleştiği şeklinde bilgi verir. Örneğin gümüş florür bileşiği suda kısmen iyonlaşır. Sert asit-baz diğer bir sert asit-baz ile güçlü reaksiyonlar verirler. Aynı şekilde yumuşak asit-bazda öyle, sert ve yumuşak asit-baz ise suda kısmen çözünür. Diğer bir etkende bileşiklerin renkleridir . Ağır metal katyonlarının tuzları genelde renklidirler bununda nedeni boş ve dolu orbitaller arasındaki enerji farkından kaynaklanmaktadır. Sert ve yumuşak asit-baz tanımları Fajans’a göre ise şöyledir;
_Belirli bir katyon için, anyon ne kadar fazla ise kovalentlik o kadar fazladır ve bunun tersi, yani katyon arttıkça kovalentlik azalır.
_Asal gaz düzeninde olmayan katyonların ise kovalentliği daha fazladır.
Çok protonlu asitler (Poliprotik asitler)
HCI, HNO3 gibi asitler tek protonlu asitlerdir. H2SO4, H3PO4 gibi asitler ise birden fazla asit içermektedirler, kısaca içerisinde birden fazla proton ihtiva eden asitlere çok protonlu ya da poliprotik asitler denir. Çok protonlu asitlerde örneğin H2SO4 iyonlaşması iki basamakta gerçekleşir, iyonlaşma enerjileri birinci iyonlaşma daha büyük olduğundan ikinci iyonlaşmasına göre daha zor gerçekleşir.
Moleküler yapısı ve Asit-baz davranışı
Bu bölümde de bir asidin-bazın neden daha kuvvetli, neden daha zayıf olduğundan bahsedip konumuzda son vereceğiz.
İkili asitlerin kuvvetleri
HCI, HF, HF, NH3 gibi asit ve bazlar, hidrojenden ve başka bir elementten oluşan asit ve bazlardır. Bir asidin neden güçlü olup-olmadığı ise bağ yapısının uzunluğuna ve kısalığına bağlıdır. Örneğin bağımız kısa ise bağ daha güç kopacaktır. Aynı şekil uzun ise bağımız daha kolay kopacaktır. Aynı şekil uzun ise bağımız daha kolay kopacaktır, daolayısıyla daha çabuk iyonlaşacaktır. Burada iyon çiftlerinin moleküler yapıları ne kadar küçükse eşleniği o kadar zayıf, molekül ne kadar büyük ise eşleniği bir o kadar güçlüdür.
Oksiasitlerin kuvvetleri
Oksiasitler içerisinde oksijen ihtiva eden asitlerdir. Buna göre bir asidin güçlü olup olmadığını oksijen sayısına bakarak söyleyebiliriz. Örneğin H2SO4 ve H2SO3 asitlerini karşılaştıralım. Buna göre H2SO4 oksijen atomlarının daha fazla çekilmesi onu H2SO3’ten daha güçlü yapar. Ancak HOCI, HOBr gibi asitlerin bir uç oksijen atomu yoktur, bunların hangisinin daha güçlü olup-olmadığını ise elektronegatifliğine bakarak söyleyebiliriz. Buna göre CI’un Br’dan daha güçlü olduğunu rahatlıkla söyleyebiliriz. Bu kuramı da ilk kez Pauling bilim dünyasına kazandırmıştır.
İsmail Çelik
Kaynaklar:
[1]. Prof.Dr.Yüksel Sarıkaya – Fizikokimya (Gazi Kitabevi Yayınları-2011)
[2]. Gary L. Miessler - Donald A. Tarr - İnorganik Kimya (Çev
rof.Dr. Nurcan Karacan-Prof.Dr. Perihan Gürkan) (Palme Yayıncılık-2009)[3]. Petrucci, Herring, Madura, Bissonette - Genel Kimya (Çev:Tahsin Uyar, Serpil Aksoy, Recai İnam) (Palme Yayıncılık - 2012)
[4]. R.C.Atkins/F.A.Carey – Organic Chemistry (Çev: Prof.Dr.Gürol Okay/Prof.Dr.Yılmaz Yıldırır-2009)
