Hidrojen iyonlarını (H +) (proton donörü) bağışlayan ve elektronu diğerine kabul eden bu maddelere asit denir. PH değerleri 7.0'dan düşüktür. Ancak protonu kabul eden ve elektron bağışlayan bu tür maddelere baz denir. PH değeri 7.0'dan fazladır. Asitler ekşidir, bazlar acıdır.
Asitler ve Bazlar kimyanın en önemli parçalarından biridir, fakat aynı zamanda başka bir bilim dalında da önemli rol oynarlar. Maddeleri asit ve baz olarak ayıran birçok tanım vardır, ancak en kabul edilenleri Arrhenius teorisi, Bronsted-Lowry teorisi ve Lewis asit / baz teorisidir. Asitler ve bazlar birlikte tuzlar oluşturmak için reaksiyona girer.
Asitler ve Bazlar, duş sırasında kullanılan sabunlardan mutfakta bulunan sitrik asit veya sirke kadar her yerde bulunur. Aralarında ayrım yapmak bazen zor olsa da, bu yüzden onları kontrol etmek için, aşağıda kısa bir açıklama ile birlikte tartışılan bazı teoriler sağlanmıştır.
Karşılaştırma Tablosu
| Karşılaştırma Esasları | asitler | Üs |
|---|---|---|
| Arrhenius Kavramı | Asit, suda çözündüğünde maddedir, H + iyonlarının konsantrasyonunu arttırır. | Baz, suda çözündüğünde maddedir, OH iyonlarının konsantrasyonunu arttırır. |
| Bronsted-Lowry Kavramı | Asitler proton vericisidir. | Bazlar proton alıcısıdır. |
| Lewis Kavramı | Elektron çiftini (bir elektrofil) kabul eden ve boş orbitalleri olan bu türler Lewis asidi olarak bilinir. | Elektron çiftini (bir nükleofil) bağışlayan ve yalnız bir çift elektrona sahip olan bu türler Lewis bazı olarak bilinir. |
| Kimyasal formül | Kimyasal formülü H ile başlayan bu bileşik, örneğin HC1 (Hidroklorik asit), H3BO3 (Borik asit), CH2O3 (Karbonik) asit). CH3COOH (Asetik asit) bir istisna olmasına rağmen. | Kimyasal formülü OH ile biten bu gibi bileşikler, örneğin KOH (Potasyum hidroksit), NaOH (Sodyum hidroksit). |
| pH ölçeği (bir çözelti içindeki hidrojen iyonlarının konsantrasyonu) | 7'den az. | 7'den büyük. |
| Fiziksel özellikler | Tadı ekşi. | Tadı acı. |
| Yanma hissi verir. | Kokusuz (amonyak hariç). | |
| Asitler genellikle yapışkandır. | Bazlar kaygandır. | |
| Hidrojen gazı üretmek için metallerle reaksiyona girer. | Katı ve sıvı yağlarla reaksiyona girer. | |
| Fenolftalein Göstergesi | Renksiz kalır. | Pembe renk verir. |
| Turnusol testi | Mavi turnusol kağıdını kırmızıya çevirir. | Kırmızı turnusol kağıdını maviye çevirir. |
| kuvvet | Hidronyum iyonlarının konsantrasyonuna bağlıdır. | Hidroksit iyonlarının konsantrasyonuna bağlıdır. |
| Su ile karıştırıldığında ayrışma | Asitler, su içinde karıştırıldıktan sonra serbest hidrojen iyonları (H +) vermek üzere ayrışır. | Bazlar, su içinde karıştırıldıktan sonra serbest hidroksit iyonları (OH-) vermek üzere ayrışır. |
| Örnekler | Hidroklorik asit (HCl), Sülfürik asit (H2SO4), Nitrik asit (HNO3), Karbonik asit (H2CO3). | Amonyum hidroksit (NH4OH), Kalsiyum hidroksit (Ca (OH) 2), Sodyum hidroksit (NaOH). |
| Kullanımları | Koruyucu olarak, gübre olarak, koruyucu olarak, gazlı içecekler, deri işleme, ev temizliği, soda yapımı, gıdaya lezzet vb. | Mide ilacı (antasit), sabunlar, deterjanlar, temizleyici, ter önleyici koltukaltı deodorantı, asidik atık suyu nötralize etmek, toprak asitliğini nötralize etmek için tehlikeli olmayan alkalilerde kullanılır. |
Acid'un tanımı
Asit kelimesi, "ekşi" anlamına gelen Latince "asitler" veya "acere" kelimesinden türetilmiştir. Asit, elektronları kabul eden ve hidrojen iyonları veya protonlar veren kimyasal maddelerdir. Hidrojen bağlı atomlar içeren asitlerin çoğu, suda katyon ve anyon vermek için ayrışır.
Asitlik, bazı hidrojen iyonlarının varlığı ile ölçülür, bu nedenle hidrojen iyonları konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, asitlik o kadar yüksek olur ve çözeltilerin pH'ı o kadar düşük olur. PH metre ölçeğinde 1-7 arası (7 nötr) ölçeğinde ölçülür.
Bazı asitler güçlü, bazıları zayıftır. Güçlü asitler suda tamamen ayrışan, örneğin suda çözündüğünde iyonlara tamamen ayrılan hidroklorik asittir. Kısmen suda ayrışan ve dolayısıyla çözelti su, asit ve iyonlar içeren bu asitlere zayıf asitler, örneğin asetik asit denir.
Esas olarak asitler birçok yolla tanımlanır, ancak Arrhenius veya Bronsted-Lowry asit kabul edilebilir. Lewis asidine “Lewis asidi” denilse de, bu tanımlar aynı molekül grubunu içermez.
Arrhenius Konsepti - Suya eklendiğinde madde olarak tanımlanabilir, hidrojen iyonu (H +) konsantrasyonunu arttırır asit denir.
Bronsted-Lowry Concept - Bunda asidin proton donörü olduğu söylenir. Bu teori, suda çözünmeden maddeleri tanımlar ve bu nedenle yaygın olarak kullanılır ve kabul edilir.
Lewis asidi - Hidrojen atomu içermeyen, ancak bor triflorür, alüminyum triklorür gibi asit olarak nitelendirilen bazı bileşikler vardır. Bu nedenle, bir kovalent bağ oluşturmak üzere elektron çiftini kabul eden bu bileşik, Lewis asidi olarak adlandırılır.
Asitlerin özellikleri
- Aşındırıcı (cildinizi 'yakar').
- PH değeri 7'den düşüktür.
- Mavi turnusol kağıdı kırmızı renge dönüştürür.
- Hidrojen gazı üretmek için metallerle reaksiyona girer.
- Tuz ve su üretmek için bazlarla reaksiyona girer.
- Karbonatlarla reaksiyona girerek karbon dioksit, su ve tuz oluşturur.
- Ekşi tat.
- Suda çözündüğünde hidrojen iyonlarını (H +) ayırın.
Önem
DNA (Deoxy ribonükleik asitler) ve RNA (Ribonükleik asitler) gibi biyolojik olarak nükleik asitler genetik bilgileri içerir ve diğerleri bir nesilden diğerine aktarılan kalıtım materyalidir. Amino asitler bile protein yapımına yardımcı oldukları için büyük öneme sahiptir. Yağ asitleri ve türevleri karboksilik asit grupları da önemli bir rol oynar.
Hayvanların midesinde salgılanan mide asidinin bir parçası olan hidroklorik asitler bile proteinleri ve polisakkaritleri hidrolize etmeye yardımcı olur. Asitler ayrıca formik asit üreten karıncalar gibi savunma mekanizmasında hareket ederken yardımcı olurken, ahtapot melanin adı verilen siyah bir asit üretir.
Laktik asit, sirke, sülfürik asit, sitrik asit gibi diğer asitler doğada bulunur ve farklı ve önemli kullanımları ile bilinir.
Base'un tanımı
Bazlar elektron bağışlar ve hidrojen iyonlarını veya protonları kabul eder. Bazlar, asitin tam karşısındaki kimyasal olarak söylenebilir, çünkü suda bazın rolü, hidronyum (H30 +) iyonunun konsantrasyonunu azaltmak iken asit konsantrasyonu arttırmaktır. Bazı güçlü asitlerin de baz görevi gördüğü görülmesine rağmen. Bazlar, pH metre ölçeğinde 7-14 aralığı arasında ölçülür.
Bununla birlikte, bazlar ve alkaliler arasında çok fazla karışıklık vardır. Birçok baz suda çözünmez, ancak bir baz suda çözülürse, buna alkali denir. Sulu bir çözelti içinde bir baz bir asitle reaksiyona girdiğinde ve çözelti nötr hale geldiğinde, buna nötralizasyon reaksiyonu denir.
Örneğin, Sodyum hidroksit, bir bazın yanı sıra bir alkalidir, çünkü herhangi bir asit-baz reaksiyonundaki asitleri nötralize eder; ikincisi, suda çözünür. Öte yandan, Bakır oksit bir bazdır, ancak alkali değildir, çünkü asidi sulu çözeltide nötralize eder, ancak suda çözünmez.
Güçlü bir baz, asit-baz reaksiyonunda protonu (H +) çok zayıf bir asit molekülünden uzaklaştıran kimyasal bir bileşiktir. Alkali metallerin hidroksitleri ve sırasıyla Sodyum hidroksit ve Kalsiyum hidroksit gibi alkalin toprak metalleri güçlü bazın örnekleridir. Zayıf baz, sulu bir çözelti içinde tamamen iyonize olmayan maddedir veya protonları eksiktir.
Arrhenius Konsepti - Sulu bir solüsyonda hidroksit iyonları (OH-) üreten maddeye baz denir. Örneğin, sodyum hidroksit (NaOH) suda ayrışır ve Na + ve OH- iyonları verir. LiOH, Ba (OH) 2, NaOH gibi maddeler Arrhenius bazı olarak söylenebilir. Ancak bu teori, formüllerinde hidroksit içeren maddelerle sınırlıydı ve sadece sulu çözeltilerde uygulanabilirdi. Bundan dolayı Bronsted-Lowry teorisi olarak adlandırılan başka bir kavram ortaya çıktı.
Bronsted-Lowry Concept - Bu teoriye göre, hidrojen iyonlarını (H +) veya protonları kabul edebilen bir madde baz olarak bilinir.
Lewis Base - Bronsted-Lowry asit ve baz konseptinden sonra en çok kabul gören konseptlerden biri. Yalnız bir çift elektrona sahip bir atom, molekül veya iyon, Lewis bazı olarak söylenebilir, çünkü bu bazlar Nükleofiliktir. Bu, yalnız çiftin yardımıyla molekülün pozitif yüküne saldırdıkları anlamına gelir. NH3 bir Lewis bazıdır. Başka bir deyişle, birkaç bağlanmayan elektron bağışlayabilen OH iyonu gibi bir maddenin Lewis bazı veya elektron çifti donörü olduğu söylenebilir.
Baz Özellikleri
- Aşındırıcı (cildinizi 'yakar').
- PH değeri 7'den fazladır.
- Kırmızı turnusol kağıdını mavi renge dönüştürür.
- Sabunlu hissediyorum veya kaygan.
- Tuz ve su üretmek için asitlerle reaksiyona girer.
- Birçok çözünür baz hidroksil iyonları (OH-) içerir.
Önem
Bazlar (Sodyum hidroksit) kağıt, sabun ve suni ipek denilen elyaf üretiminde kullanılır. Ağartma tozu olarak kalsiyum hidroksit kullanılır. Hazımsızlık döneminde kullanılan ve üretilen mideye erişim etkisini azaltmak için kullanılan 'antasit' olarak kullanılan magnezyum hidroksit. Sodyum karbonat gibi bazlar yıkama tozu olarak ve sert suyu yumuşatmak için kullanılır. Sodyum hidrojen, kabartma tozu preparatlarında, kabartma tozu olarak ve ayrıca yangın söndürücüde de kullanılır.
Amfoterik maddeler bir asit ve bir baz özelliklerine sahip olanlardır; hatta su gibi bir proton kabul etme ve bağışlama yeteneğine sahiptirler.
Asit ve Baz Arasındaki Temel Farklılıklar
Asitleri bazdan ayıran önemli noktalar şunlardır:
- Arrhenius konseptine göre: Asit suda çözündüğünde maddedir, H + iyonlarının konsantrasyonunu arttırırken, baz suda çözüldüğünde maddedir, OH iyonlarının konsantrasyonunu arttırır.
- Öte yandan, Bronsted-Lowry konsepti, asitlerin proton donörü olduğunu, bazın proton alıcısı olduğunu söylüyor.
- Lewis teorisi onları elektron çiftini (bir elektrofil) kabul eden ve boş orbitallere sahip olacak türler olarak Lewis asidi olarak bilinirken, bir çift elektron (bir nükleofil) bağışlayan ve yalnız bir çift elektrona sahip olan türler Lewis bazı olarak bilinir.
- Asidin kimyasal formülü H ile başlar, örneğin HC1 (Hidroklorik asit), H3BO3 (Borik asit), CH2O3 (Karbonik asit). olmasına rağmen
CH3COOH (Asetik asit) bir istisnadır, kimyasal formülü OH ile biten bu tür bileşikler, örneğin KOH (Potasyum
baz olarak NaOH (Sodyum hidroksit) olarak bilinir. pH ölçeği (bir çözelti içindeki hidrojen iyonlarının konsantrasyonu) yedi'den az, bazda ise 7'den fazladır. - Asitler ekşidir, genellikle yapışkan olan yanma hissi verir, hidrojen gazı üretmek için metallerle reaksiyona girer. Bazlar acı oldukları için zıt olmasına rağmen, genellikle kokusuzdur (amonyak hariç), kaygandırlar; bazlar katı ve sıvı yağlarla reaksiyona girer.
- Fenolftaleinde, indikatör asitler renksiz kalır ve baz pembe renk verir. Turnusol kağıdı test asitlerinde mavi turnusol kağıdı kırmızıya, kırmızı turnusol kağıdı maviye dönüşür.
- Asitlerin mukavemeti, hidronyum iyonlarının konsantrasyonuna, mukavemeti ise hidroksit iyonlarının konsantrasyonuna bağlıdır.
- Asitler suda karıştırıldığında serbest hidrojen iyonları (H + ) vermek üzere ayrılırken, bazlar suda karıştırıldığında serbest hidroksit iyonları (OH- ) vermek üzere ayrışır.
- Birkaç asit örneği Hidroklorik asit (HCl), Sülfürik asit (H2SO4), Nitrik asit (HNO3), Karbonik asit (H2CO3) 'dür. Bazların örnekleri Amonyum hidroksit (NH4OH), Kalsiyum hidroksit (Ca (OH) 2), Sodyum hidroksit (NaOH) 'dir.
Sonuç
Doğrudan veya dolaylı olarak hayata bağlı bazı temel fiziksel ve kimyasal prensiplerin kısa bir şekilde anlaşılması faydalı olacaktır. Asitler ve baz bunlardan bazılarıdır. Yukarıdaki içerikte, bunları özellikleriyle birlikte tartıştık. Üç önemli teoriyi bazı örneklerle tartışıyoruz. Bunların yaşamın önemli bir parçası olduğu sonucuna varıyoruz ve bunları sadece kimya laboratuvarında değil, günlük işlerde de sıklıkla kullanıyoruz.
