Asit-Baz Çözümleri: Tanım, Asit-Baz Teorisi, Özellikleri ve Çeşitleri

Asit-Baz Çözümleri: Tanım, Asit-Baz Teorisi, Özellikleri ve Çeşitleri – Asit ve alkali çözeltiler, günlük yaşamda yaygın olarak bulunan ve kullanılan iki grup kimyasal bileşiktir. Bu nedenle, bu, özellikle kimyayı anlamayanlar için kimya öğrenmede önemli bir konudur. Aşağıdaki diğer tartışmaya göz atın.

Asit-Baz Çözümleri: Tanım, Asit-Baz Teorisi, Özellikleri ve Çeşitleri

---

Asit ve baz çözeltileri, bir maddenin asitlik veya alkalilik derecesine bağlı olarak çözeltilerdir. maddede bulunan H+ (asit) ve OH- (baz) iyonlarının sayısı ve ayrıca maddenin iyonlaşma derecesi. Asitlik ve alkalilik seviyesi pH ile ifade edilir.Asit ve Baz çözeltilerinin bu şekilde anlaşılması çok gereklidir. bir sonraki kimya materyalini anlamak için bilginin temeli, yani bir şeyin asitlik veya alkalilik seviyesini hesaplamak madde.

Asit Baz Teorisi

Asitler ve bazlar (alkaliler) uzun zamandır bilinmektedir ve günlük hayatta sıklıkla karşılaşmaktayız. Örneğin üzümde tartarik asit, portakalda sitrik asit, sirkede asetik asit, akü suyunda sülfürik asit ve çeşitli maddeler. Bu sırada kireçli sularda, sabunlarda, ülser ilaçlarında ve çeşitli maddelerde alkali maddelere rastlarız. Aşağıdakiler de dahil olmak üzere ayırt edilebilecek birkaç asit-baz teorisi vardır:

Stevante Arrhenius'un Asit-Baz Teorisi

Stevante Arrhenius, Asit-Baz teorisini şu şekilde ortaya koydu:

asit, suda çözündüğünde H+ iyonları üreten ve bu H+ iyonlarının çözeltideki tek pozitif iyonlar olacağı bir maddedir. Bu arada baz, suda çözündüğünde iyonlaşarak OH- iyonları oluşturan bir maddedir ve bu OH- iyonları çözeltideki tek negatif iyonlar olacaktır.

Bronstead Lowry'nin Asit-Baz Teorisi

J.N Bronstead ve T.N. Lowry, asitler ve bazlar hakkında başka bir teori ortaya attı. Bu teoriye göre asitler proton verici, bazlar proton alıcıdır. Bu tanımdan, bir asit bir proton saldıktan sonra bir eşlenik oluşturacak ve bir baz da bir protonu kabul ettikten sonra bir eşlenik oluşturacaktır. Dolayısıyla bu eşlenik asit-baz teorisinde "asit-baz çifti" veya "eşlenik asit-baz" terimi bilinmektedir.

Bronstead Lowry Asit-Baz Teorisini öğrendikten sonra hidrojen içeren bir maddenin asidik veya bazik maddeler grubuna dahil olduğunu belirleyebiliriz. Peki ya aprotik olan (H içermeyen) bileşikler/maddeler, asit veya baz özelliklerini nasıl belirlersiniz?

Lewis Asit Baz Teorisi

Bir kimyager olan G.N Lewis de asitler ve bazlar teorisini ortaya attı. Bu teoriye göre, bir baz, başka bir maddeye bağışlanabilen bir veya daha fazla yalnız elektron çiftine sahip bir maddedir. böylece bir koordinat kovalent bağı oluştururken, bir asit yalnız elektron çiftlerini kabul edebilen bir maddedir. .

Lewis'in asit-baz teorisine göre baz olan bir madde, Bronstead Lowry'nin teorisine göre de bazdır.

Asit ve Baz Çözeltilerinin Özellikleri ve Çeşitleri

Asit Çözeltilerinin Özellikleri

Kimya dünyasında asit, suda çözündüğünde pH'ı 7'den düşük bir çözelti oluşturan kimyasal bir bileşiktir. Asitler, diğer maddelere (bazlar denir) proton (H+ iyonları) verebilen veya bir bazdan yalnız elektron çiftleri kabul edebilen maddeler olarak da yorumlanabilir.

Günlük yaşamdaki asit örnekleri arasında asetik asit içeren sirke, sitrik asit içeren portakallar ve şarap yer alır. tartarik asit içerir, elma malik asit içerir, C vitamini askorbik asit içerir ve göz damlası asit içerir borat.

Asidik çözeltilerin özellikleri, yani:

• ekşi bir tadı var
• Mavi turnusol kağıdını kırmızıya çevirebilir
• Elektriği iletebilir (güçlü asit)
• Suda çözündüğünde hidrojen iyonları (H+) salar.
• Metal için aşındırıcı
• Alkali nötralize edebilir

Asit Çözelti Tipi

Güçlü asitler ve zayıf asitler olmak üzere iki tür asidik çözelti vardır. Demir üzerinde pas bulunması, asidin metali aşındırdığını gösteren özelliklerden biridir.

Bir asit, H+ iyonlarının tamamına yakınını açığa çıkaracak şekilde çözünürse buna kuvvetli asit denir. H+ iyonlarının sadece küçük bir kısmı salınırsa, asit zayıf asit olarak adlandırılır. Güçlü asitler elektriği iletebilirken, zayıf asitler elektriği zar zor iletebilir.

Güçlü Asitler olarak sınıflandırılan maddelere örnekler şunları içerir: mide asidi (hidroklorik asit = HCI), sülfürik asit (H2SO4), sülfit asit (H2SO3), bromür asit (HBr), nitrik asit (HNO3) ve nitrik asit (HNO2).

Zayıf Asitleri içeren maddelerin örnekleri şunları içerir: karbonik asit (H2CO3), asetik asit (CH3COOH), sülfidik asit (H2S), siyanür asidi (HCN) ve fosforik asit (H3PO4).

Alkali Çözeltilerin Özellikleri

Bazlar, suda çözündüklerinde hidronyum iyonlarını emen kimyasal bileşiklerdir. Bazların pH değeri 7'den büyüktür. Suda çözündüğünde, hidroksil iyonlarına (OH–) ve metal pozitif iyonlara ayrışır (ancak her zaman değil). Bu nedenle, bir baz elektrik akımını iletebilir.

Günlük hayatta sıklıkla karşılaşılan bazlara örnek olarak magnezyum hidroksit (Mg(OH)2) ve alüminyum hidroksit (Al(OH)3) içeren ülser ilaçları; sodyum hidroksit (NaOH) içeren vücut yıkama; potasyum hidroksit (KOH) içeren bebek banyosu sabunu; deodorantlar alüminyum hidroksit (Al (OH)3) içerir ve zemin temizleyiciler amonyum hidroksit (NH4OH) içerir.

Bazların özellikleri şunları içerir:

• Cilde temas ettiğinde kaygan bir his bırakır (cilt üzerinde denenmemelidir, tehlikelidir)
• Kırmızı turnusol maviye çevirebilir
• Elektriği iletebilir (güçlü baz)
• Suda çözündüğünde hidroksil iyonları (OH–) salar.
• Asitleri nötralize edebilir

Alkali Çözelti Türleri

Baz çözündüğünde ve hemen hemen tüm iyonlar (OH–) serbest bırakıldığında, baz kuvvetli baz olarak adlandırılır. Güçlü baz örnekleri, örneğin sodyum hidroksit (NaOH), kalsiyum hidroksit (KOH), baryum hidroksit (Ba(OH)2).

Bununla birlikte, OH-'nin sadece küçük bir kısmı salınırsa, o zaman baz zayıf baz olarak adlandırılır. Zayıf baz örnekleri arasında amonyum hidroksit (NH4(OH)) ve alüminyum hidroksit (Al (OH)3) bulunur.

---

Asitlerin ve Bazların Mukavemeti

Asitlerin ve bazların kuvveti, iyonlaşma derecesi (α), ne kadar H+ ve OH− iyonlarının salındığı ile belirlenir. Sudaki asitler ve bazlar, denge reaksiyonları olan iyonlara ayrışma reaksiyonları yaşayacaklardır. Bu nedenle, asitlerin ve bazların kuvveti, denge sabitleri, yani asit iyonlaşma sabiti (Ka) ve baz iyonlaşma sabiti (Kb) ile ifade edilebilir.

Örneğin, suda HCl neredeyse tamamen H+ iyonlarına ve Cl- iyonlarına ayrışır, oysa HF sadece kısmen H+ iyonlarına ve F- iyonlarına ayrışır. Bu nedenle HCl'ye kuvvetli asit, HF'ye zayıf asit denir. Benzer şekilde, suda NaOH neredeyse tamamen Na+ iyonlarına ve OH- iyonlarına ayrışır, NH3 ise sadece kısmen NH4+ iyonlarına ve OH- iyonlarına ayrışır. NaOH kuvvetli baz, NH3 ise zayıf baz olarak adlandırılır.

Asit iyonlaşma sabiti (Ka)

Genel olarak, sudaki HA asit çözeltisi için denge reaksiyonu aşağıdaki gibi yazılabilir.

HA(sulu) ⇌ H+(sulu) + A−(sulu)

Asit iyonlaşma sabiti Ka aşağıdaki gibi formüle edilebilir.

K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}
güçlü asitler (örnek: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4)
Suda, hemen hemen tüm güçlü asitler iyonlarına ayrışır, bu nedenle iyonlaşma derecesi α ≈ 1'dir. Bu nedenle kuvvetli asitlerin Ka değeri çok büyüktür. Çok büyük Ka değerleri için asidin tamamen iyonlarına ayrıştığı ve H+ iyon konsantrasyonu, asit konsantrasyonundan ([HA]denge ≈ [HA]başlangıç ​​= Ma) ve değerlikten hesaplanabilir. ekşi Bir asidin değerliliği, asit molekülü başına üretilen H+ iyonlarının sayısıdır.

[H^+] = değerlik_a \times M_a
zayıf asitler (örnek: HF, HCN, HNO2, CH3COOH, H2CO3)
Suda sadece bazı zayıf asitler iyonlarına ayrışır, bu nedenle iyonlaşma derecesi 0 < α < 1'dir. Zayıf asit çözeltisi HA'nın başlangıç ​​konsantrasyonu Ma olarak ifade edilirse, o zaman:

HA(sulu) ⇌ H+(sulu) + A−(sulu)

İlk başta: Anne
Reaksiyon: -αMa + αMa + αMa
Denge: (1 − α)Ma αMa αMa

K_a = \frac{(\alpha M_a)(\alpha M_a)}{(((1 – \alpha) M_a)}
K_a = \frac{\alpha^2}{1 – \alpha} M_a
α'nın değeri çok küçükse (α ≪ 1), o zaman değerin (1 − α) ≈ 1 olduğu varsayılabilir, dolayısıyla zayıf bir asit için Ka denklemi aşağıdaki gibi yazılabilir:

K_a = \alpha^2 M_a
\alpha = \sqrt{\frac{K_a}{M_a}}
Dolayısıyla, H+ iyonlarının konsantrasyonunu hesaplamak için Ka değerini veya α değerini kullanabilirsiniz.

[H^+] = \sqrt{K_a \times M_a} veya [H^+] = \alpha \times M_a

Baz iyonlaşma sabiti (Kb)

Genel olarak LOH baz çözeltisinin sudaki denge reaksiyonu aşağıdaki gibi yazılabilir.

LOH(sulu) ⇌ L+(sulu) + OH−(sulu)

Baz iyonlaşma sabiti Kb aşağıdaki gibi formüle edilebilir.

K_b = \frac{[L^+][OH^-]}{[LOH]}
kuvvetli bazlar (örnek: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2)
Suda, neredeyse tüm güçlü bazlar iyonlarına ayrılır, bu nedenle iyonlaşma derecesi α ≈ 1'dir. Bu nedenle güçlü bir bazın Kb değeri çok büyüktür. Çok büyük Kb değerleri için, bazın tamamen iyonlarına ayrıştığı ve OH− iyon konsantrasyonu, temel konsantrasyondan ([LOH]denge ≈ [LOH]başlangıç ​​= Mb) ve değerlikten hesaplanabilir baz. Temel değerlik, temel formül birimi başına üretilen OH− iyonlarının sayısıdır.

[OH^-] = değerlik_b \times M_b
zayıf baz (örnek: NH3, CH3NH2, C6H5NH2)
Suda sadece bazı zayıf bazlar iyonlarına ayrılır, bu nedenle iyonlaşma derecesi 0 < α < 1'dir. Zayıf baz LOH çözeltisinin başlangıç ​​konsantrasyonu Mb olarak ifade edilirse, o zaman:

LOH(sulu) ⇌ L+(sulu) + OH−(sulu)

İlk başta: MB
Reaksiyon: −αMb + αMb + αMb
Bakiye: (1 − α)Mb αMb αMb

K_a = \frac{(\alpha M_b)(\alpha M_b)}{(((1 – \alpha) M_b)}
K_a = \frac{\alpha^2}{1 – \alpha} M_b
α'nın değeri çok küçükse (α ≪ 1), o zaman değerin (1 − α) ≈ 1 olduğu varsayılabilir, dolayısıyla zayıf bir baz için Kb denklemi aşağıdaki gibi yazılabilir:

K_b = \alpha^2 M_b
\alpha = \sqrt{\frac{K_b}{M_b}}
Bu nedenle, OH− iyonlarının konsantrasyonunu hesaplamak için Kb değerini veya α değerini kullanabilirsiniz.

[OH^-] = \sqrt{K_b \times M_b} veya [OH^-] = \alpha \times M_b

---

pH (Asitlik Dereceleri)

Çözeltinin asitlik derecesi veya derecesi, çözeltideki H+ iyonlarının konsantrasyonuna bağlıdır. H+ iyonlarının konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, çözelti o kadar asidiktir. 1909'da Soren P. L. Sørensen, çözeltideki H+ iyonlarının konsantrasyonunun bir fonksiyonu olarak bir çözeltinin asitlik derecesini ifade eden bir pH kavramı önerdi. pH fonksiyonu, bir çözeltideki H+ iyonlarının konsantrasyonunun negatif logaritması olarak ifade edilir.

pH = –log[H^+]
pH kavramı, H+ iyonlarının konsantrasyonunu ifade etmeyi kolaylaştırır ve değişimleri bazen çok küçüktür. Örneğin, 0,1 M asetik asit çözeltisindeki H+ iyonlarının konsantrasyonu yaklaşık 0,001 M'dir ve damıtılmış sudaki H+ iyonlarının konsantrasyonu yaklaşık 1 × 10-7 M'dir. pH cinsinden ifade edilirse, 0,1 M sirke çözeltisinin pH'ı 3'tür ve damıtılmış suyun pH'ı 7'dir.

İki örnekten, H+ iyonlarının konsantrasyonundan 0,1 M sirke çözeltisinin ([H+] = 0,001 M = 1 × 10−3 M) damıtılmış sudan ([H+] = 1 × 10) daha asidik olduğu görülebilir. −7 M). Ancak 0,1 M asetik asit çözeltisinin pH değeri (pH=3) distile sudan (pH=7) daha düşüktür. Bu nedenle, çözelti ne kadar asidikse, pH değeri o kadar düşük olur. Tersine, çözelti ne kadar alkali ise, pH değeri o kadar yüksek olur.

Asit Baz Göstergesi

Tartışmanın başında giriş bölümünde anlatıldığı gibi, asit-baz teorisinin tanıtılmasından önceki eski zamanlarda insanlar asitleri ve bazları tadarak ayırt ettiler.

Ancak şu anda, asitleri ve bazları ayırt etmek için çeşitli göstergeler bilinmektedir. Göstergeler, güvenli ve pratik bir yöntem olmanın yanı sıra daha alakalı sonuçlar da sağlayabilir.

Turnusol kağıdı

Sıklıkla kullanılan göstergelerden biri turnusol kağıdıdır. Mavi turnusol kağıdı ve kırmızı turnusol kağıdı olmak üzere iki tür turnusol kağıdı vardır.

Kırmızı turnusol kağıdı bir baza maruz kaldığında maviye döner, ancak bir asit veya nötr bir maddeye maruz kaldığında rengini değiştirmez.

Mavi turnusol kağıdı asitlere maruz kaldığında kırmızıya döner, ancak bazlara veya nötr maddelere maruz kaldığında renk değiştirmez.

Evrensel gösterge

Turnusol kağıdı sadece asit veya baz içeren bir maddeyi karşılaştırabilir, ardından gösterge kağıdı yeniden geliştirilir.

Evrensel gösterge kağıdı, bir maddenin asitlik ve alkalilik seviyesini gösterebilir.

Test edilen her madde için elde edilen renkleri evrensel göstergeler üzerinde standart kağıt ile karşılaştırarak, bir maddenin asitlik seviyesini belirleyebiliriz.

Çözüm Göstergesi

Bu çözelti için gösterge örnekleri, metil kırmızısı, metil oranj, bromotimol mavisi ve diğer birkaç çözeltidir. Bu indikatör, turnusol kağıdı ile tamamen aynı şekilde çalışır, asit veya bazlara maruz kaldığında bu solüsyon renk değiştirir.

Böylece incelemeden Knowledge.co.id hakkında hakkında Asit Baz Çözeltisi, Faydalı olması dileğiyle.