Asitler Ve Bazlar-2

Asitlerin başlıca özelliği; saf olmayan madenlerle alkalileri etkilemeleri, her ikisiyle birleşince de tuzları meydana getirmeleridir.

Bir asit molekülünde kaç hidrojen iyonu varsa ya da başka bir deyişle bir asitte metallerle yer değiştirme özelliği taşıyan kaç hidrojen bulunuyorsa, o asit o sayı kadar değerlidir. Bir değerli bir asit bir çeşit tuz iki değerli asit iki çeşit tuz, üç değerli asit üç çeşit tuz verebilir.



II.SÜLFÜRİK ASİT

II.I.A H 2 SO 4 ELDESİ

Arı sülfürik asit (H 2 SO 4 ) 10 o c’ta katılaşan renksiz, kokusuz kıvamlı bir sıvıdır. Formülü H 2 SO 4 olan sülfürik asit, ısıtıldığında, 290 o c’ta kaynamaya ve aynı sıcaklıkta da ayrışmaya başlar.

Sülfürik asit üretimi kimya sanayisinin en önemli işlemlerinden biridir ve iki ayrı metoda göre gerçekleştirilir. Sanayide, ya kontak metoduna göre hazırlanan SO 3 ‘den, yahut da kurşun odalar metoduna göre SO 2 ‘den hazırlanır.

Kontak metodu: yüksek gerilimli kutuplar arsına gönderilerek dumandan, özellikle AS 2 O 3 dumanından kurtarılan, SO 2 gazı oksijen ile karıştırılır ve sıcakta katalizörden geçilir:


2SO 2 + O 2 D 2SO 3 + 46kcal


katalizör dengenin konumunu değiştirmez., dengeye çabuk varılmasını sağlar. Katalizör olarak ince dağılmış platin (platinli asbest) kullanılabilir. Platin zamanla zehirlenerek etkisini kaybettiğinden ve pahalı olduğundan günümüzde yerini vanadyum pentaoksit ‘e ( V 2 O 5 ) bırakmıştır. İki yönlü olan bu eksoterm reaksiyon, sıcaklık derecesinin artırılması ile sola kayacağından (600 o de SO 3 ’ün %24’ünü SO 2 ’ye parçalanır.), soğukta ise yavaş yürüyeceğinden ortalama en uygun şart olarak, 400 o – 450 o de yapılır. Böylece SO 2 nin %98 i SO 3 haline geçer. İçinde SO 3 bulunan gaz karışımı suya gönderirse büyük bir sis tabakası dışarı yayılır, yani su, sülfürik asit çözeltisi haline gelmez. Kükürt trioksidin suya karşı çok düşkün olması ilk bakışta bağdaşmayan bu olayın nedeni şudur; suya girer girmez gaz kabarcığı içinde H 2 SO 4 damlacıkları oluşmuştur. Bunların kinetik hareketleri çok yavaştır, kabarcık içinin gaz fazından sıvı sınırına ulaşmadan atmosfere çıktıkları görülür. Bunun için kükürt trioksit H 2 SO 4 içine gönderilir. Burada gaz kabarcığı içinde SO 3 molekülleri vardır. Moleküllerin çok hızlı kinetik enerjileri dolayısıyla kükürt trioksidin çözünmesi yani

SO 3 + H 2 SO 4 " H 2 S 2 O 7 reaksiyonu daha kabarcık atmosfere çıkmadan gerçekleşir ve dumanlı sülfürik asit denen %40 – 60’lık bir çözelti meydana gelir. Sonradan dumanlı sülfürik asit su ile seyreltilerek istenen konsantrasyonda sülfürik asit hazırlanır.

Kurşun odalar metodu (azot oksitleri yöntemi): Bu işlem kükürt dioksit gazının sulu ortamda havayla yükseltgenmesi ilkesine dayanır; tepkime, katalizör olarak kullanılan azot oksitlerle hızlandırılır.

SO 2 + ½ O 2 + H 2 O " H 2 SO 4

Kükürt dioksit, azot oksit, hava ve su buharı birbirleri ile karşılaştıkları zaman özetle şu reaksiyonlar oluşur:

NO + ½ O 2 " NO 2 ( gaz fazında )


SO 2 + NO 2 + H 2 O " H 2 SO 4 + NO (başlıca sıvı bazda)

Görüldüğü gibi olay heterojendir. Fazlar arası yüzeyi geliştirmek için eskiden duvarları kurşun levhalarla kaplı büyük odalar gerekli sayılmıştı. Bugün ki modern fabrikalarda sıvı ve gaz fazlar durmadan karşılaştırılarak daha küçük hacimlere inilmiştir.

Odalarda yeteri kadar su buharı yoksa nitrozil bisülfat billurları ortaya çıkar, su eksikliği giderilince bu billurlar kaybolur:

2SO 2 + 3NO 2 + H 2 O " 2[ HO – SO 2 – O ] - [ | N ≡ O | ] + +NO


2[HO – SO 2 – O ] [NO] + H 2 O " 2H 2 SO 4 + NO 2 + NO


azot monoksit katalizördür, oksijen taşır, reaksiyon ortamına yeniden geri dönmesi Gay – Lussac ve Glover kuleleri ile sağlanır. İçi taşlarla dolu Gay – Lussac kulesinden kurşun odalarının gaz karışımı aşağıdan yukarıya, derişikçe sülfürik asit, yukarıdan aşağıya doğru geçirilir. Azot oksitler bu ters akımda sülfürik asitte, belki nitrozil bisülfat halinde çözünürler. Kulenin dibinde toplanan bu çözeltiye nitrozlu sülfürik asit denir. Glover kulesi kurşun odalardan önce yer alır. Nitrozlu sülfürik asit bir miktar odalar asidi ile karıştırıldıktan sonra Glover kulesinde yukarıdan aşağıya doğru aktarılır. Çok sıcak olan kükürt dioksit ve hava karışımı ters yönden gider ve azot oksitleri gaz fazına geçirir.

“Kurşun odalar” metodunda %60 – 70’lik sülfürik asit yapılır. Her hangi bir sülfürik asit çözeltisi distillenirse kaynama noktası %98’lik azeotropik karışımınkine varıncaya kadar artar. (338 o ) saf G 2 SO 4 1.84 gr/ml yoğunluğundadır, zayıf iletkendir., suda kolay çözünür, 10.5 o ’de donar, 340 o de bozunarak kaynar.


II. I. B. FABRİKA TEKNİKLERİNİN İNCELENMESİ

Fabrikalarda H 2 SO 4 kontak yöntemine göre elde edilir. Bu yöntem “oleum” denen daha derişik asitlerin elde edilmesini sağlar. Bu yöntemde kükürt dioksit gaz evresinde yükseltgenir.

SO 2 + ½ O 2 " SO 3

Fabrikalarda,kontak yöntemine göre kükürt dioksitten sülfürik asit üretim şeması

Yüksek sıcaklıkta tersinir olan bu tepkimenin meydana gelen kükürt trioksidin ayrışmaması için orta sıcaklıkta ( 400-450 o c) gerçekleştirilmesi gerekir. Bunun için vanadyum pentaoksitten yararlanılır. Bu yöntem genellikle iki aşamada uygulanır; birinci aşama, 550 o c’ta uygulanan hızlı bir tepkimeyi, ikinci aşama ise oluşan ürünlerin 450 o c ‘ta soğutulmasını (dönüşüm %80) kükürt dioksit kataliz borularına gönderilmeden önce tozlarından, özellikle katalizörü zehirleyen arsenik asit anhidriti (AS 2 O 3 ) gibi katışkı maddelerinden arındırılır. Meydana gelen kükürt trioksit buharları, 66B o ’lik sülfürik asit tarafından soğurulur ve böylece “oleum” elde edilir.



II.I. C. H 2 SO 4 ’İN KULLANIM ALANLARI

Sülfürik asit kimya sanayisinin temel bir ürünüdür. Öteki asitlerin çoğunun (hidroklorik asit, nitrik asit, fosforik asit vb.) pek çok sülfatın (sodyum sülfat, amonyum sülfat, demir sülfat, bakır sülfat, alüminyum sülfat)şap ve süper fosfatların yanı sıra ayrıca boyarmaddelerin, plastiklerin, patlayıcıların, parfümlerin, ilaçların ve yapay liflerin üretimi için gerekli olan sayısız organik ürünün elde edilmesinde kullanılır. Ayrıca istenmeyen maddeleri katran biçiminde özütleyerek ayırdığından özel benzinlerin, gaz yağının ve kimi yağların arıtılmasında işe yarar. Nişasta ve alkolün şekerleştirilmesi yoluyla glikoz üretiminde metallerin yüzeylerinin temizlenmesinde parşömen kağıdı ve cila yapımında, hayvansal atıkların yok edilmesinde geniş ölçüde kullanılır. Bütün bunların dışında özellikle kurşunlu akümülatörlerde elektrolit işlevi görür.


ASİT VE BAZLAR

Anorganik kimyada bileşikler;

Asitler

Bazlar

Tuzlar

Oksitler

olmak üzere dört gruba ayrılır.


Asit içerenler : Sirke (asetik asit), limon suyu (sitrik asit), tuz ruhu (hidroklorik asit), aspirin (asetil salisilik asit), akü (sülfürik asit), kezzap (nitrik asit) gazoz ve her türlü alkolsüz içecekler (karbonik asit)


Baz içerenler : Cam temizleme suyu (amonyak), sabun (sodyum hidroksit), kabartma tozu veya yemek sodası (sodyum bikarbonat), kireç suyu (kalsiyum hidroksit), çamaşır sodası (sodyum karbonat), deniz suyu, yumurta akı, kan.


ASİTLER VE BAZLARIN TANIMI

1. Arrhenius (Arenyus) Asit - Baz Tanımı

Arhenius, bileşikleri suyla etkileşimine göre asit veya baz olarak tanımlamıştır. Arrhenius'a göre;

Asit : Suda H+ iyonu oluşturacak şekilde ayrışan maddedir.

Asitler suda H+ oluşturduklarından suyun [H+] ni artırırlar.

Baz : Suda OH– iyonu oluşturacak şekilde ayrışan maddedir.

Bazlar suyun [OH–] ni artıran maddelerdir.

Arrhenius'e göre asitler HX , bazlar MOH genel formülüne sahiptir.

2. Bronsted Lowry Asit - Baz Tanımı

Bronsted ve Lowry asitleri ve bazları biraz daha genel anlamda tanımlamıştır. Bunlara göre;


Asit: Karşısındaki maddeye H+ verebilen

Baz: Karşısındaki maddeden H+ alabilen

(veya H+ bağlayabilen) maddedir.

Bronsted - Lowry'ye göre bir tepkimede bir asit-baz çifti tepkimeye girerek yeni bir asit baz çifti oluşturmaktadır. Girenler tarafında asit olan madde H+ iyonunu kaybederek baza; baz olan madde H+ kazanarak aside dönüşmektedir. Bu teoride aralarında H+ kadar fark olan asit- baz çiftine eşlenik (konjuge) asit-baz çifti denir


3.Lewis(Livayz) Asit - Baz Tanımı

Brönsted-Lowry asit-baz tanımı da bir başka maddeyi referans alarak yapılan tanımdır. Daha genel bir asit-baz tanımı Lewis tarafından yapılmıştır. Lewis'a göre;

asit: elektron nokta yapısında elektron boşluğu bulunduran ve dolayısıyla elektron çifti bağlayabilen,

baz: elektron nokta yapısında ortaklanmamış elektron çifti bulunduran ve dolayısıyla elektron çifti verebilen maddedir. Negatif yüklü iyonlar genellikle Lewis bazı olarak davranır.

ASIT VE BAZLARıN KUVVETI

Asitler ve bazlar suda az ya da çok iyonlaşır. Sulu çözeltisinde yüzde yüze yakın oranda iyonlaşan asit veya bazlara kuvvetli asit veya kuvvetli baz denir.

Suda çözündüğü hâlde çok az iyonlaşan asit veya bazlara zayıf asitler veya zayıf bazlar denir. Zayıf bir asidin (HA ile gösterilir) sulu çözeltisinde asidin büyük bir bölümü molekül hâlinde bulunur. Molekül hâldeki asit ile oluşan iyonlar arasında bir denge kurulur.

Kuvvetli bir asidin veya bazın çözeltisi su ile seyreltilirse asidin veya bazın iyonlaşma yüzdesi değişmez. Ancak kuvvetli asit çözeltisinin [H+], kuvvetli baz çözeltisinin [OH–] derişimi azalır. Zayıf bir asidin (veya bazın) derişimi düşürülürse iyonlaşma yüzdesi artar. Ancak zayıf asit çözeltinin H+ derişimi, azalır.


ASİTLİK KUVVETİ MOLEKÜL YAPISI İLİŞKİSİ

Bir maddenin molekül yapısı, sıcaklığı, çözündüğü ortam maddenin kuvvetli veya zayıf asit (veya baz) olarak davranışına neden olan faktörlerden bazılarıdır. Farklı maddelerin asitlik–bazlık kuvvetlerini karşılaştırmak için bu maddelerin aynı sıcaklıkta aynı çözücü de çözülmeleri gerekir. Asitler ve bazların sulu çözeltilerinin asitlik – bazlık kuvvetleri aşağıdaki gibi karşılaştırılabilir:

1. Hidrojenin bir ametalle oluşturduğu HX genel formülüne sahip bir asit molekülünde hidrojenle X arasındaki bağ ne kadar polar ise (X ametalinin elektronegatifliği ne kadar yüksekse), suda HX' in H+ ve X– iyonlarına ayrışması o kadar kolay olur. Dolayısıyla molekülün asit karakteri o kadar kuvvetlenir. Aynı periyotta bulunan elementlerin elektronegatiflikleri periyot içinde soldan sağa doğru arttığından, bileşiklerin asitlik kuvvetleri; NH3 < H2O < HF şeklindedir.

2. Periyodik cetvelde aynı grupta bulunan elementlerin hidrojenle oluşturdukları HX türü bileşiklerin asitlik kuvveti şöyle karşılaştırılabilir: Grupta yukarıdan aşağı doğru elementlerin elektronegatiflikleri azalır. Bunun sonucu bileşiklerin asitlik kuvvetlerinin azalması beklenir. Grupta yukarıdan aşağı doğru atomların hacimleri artar. Atom hacminin artması atom merkezleri arasındaki uzaklığı arttırır. Bu da H – X bağının zayıflamasına ve H – X molekülünün suda H+ ve X– şeklinde iyonlaşmasına neden olur. Sonuç olarak; atom hacminin artışının neden olduğu asitlik kuvvetindeki artış, elektronegatifliğin azalmasının neden olduğu asitlik kuvvetindeki azalmadan daha baskındır. Bu nedenle bir grupta bulunan HX türü bileşiklerin asitlik kuvveti grup içinde yukarıdan aşağı doğru artar. Örneğin; VIIA grubunun hidrojenli bileşiklerinin asitlik kuvvetleri;

HI > HBr > HCl > HF şeklindedir.

HX şeklinde bir asidin kuvvetinin periyodik cetvelde grup ve periyot içindeki değişimi H–O–Z genel formülü ile gösterilebilen oksi asitlerin (oksijen atomu içeren asitler) kuvveti Z elementinin elektronegatifliğine bağlıdır. Z' nin elektronegatifliği arttıkça, H–O bağındaki elektronları çekme eğilimi artar. Bu H-O bağının polarlığını arttırır ve molekülden H+ iyonunun kopmasını kolaylaştırır. Sonuç olarak; HOZ molekülünde Z' nin elektronegatifliği arttıkça molekülün asitlik kuvveti artar. Örneğin; Cl atomu, I atomundan daha elektronegatiftir. Öyleyse HOCl ve HOI asitlerinin kuvvetlilik sırası;

HOCl > HOI şeklindedir.

Eğer Z atomuna elektronegatifliği yüksek, daha fazla atom bağlanırsa, bu durum Z' nin H–O bağındaki elektronları daha çok çekmesine neden olur. Bu da asidi kuvvetlendirir.

Oksijen, klordan daha elektronegatiftir. Cl a bağlanan O atomlarının sayısı arttıkça, asitlik kuvveti artacak ve bu asitlerin kuvveti;

HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO şeklinde olacaktır.

BAZLIK KUVVETİ MOLEKÜL YAPISI İLİŞKİSİ

Bir periyotta bulunan elementlerin oluşturdukları bileşiklerin bazlık karakteri soldan sağa doğru azalır. 2. periyottaki elementlerin oluşturdukları; NH3, H2O, HF bileşiklerinin bazlık karakteri

NH3 > H2O > HF şeklindedir.

Bir periyotta bulunan metal hidroksitlerinin bazlık kuvveti metalin elektronegatifliğine bağlıdır. Metalin elektronegatifliği ne kadar düşükse baz o kadar kuvvetlidir. Buna göre 3. periyot metallerinin bazlık kuvveti; NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 şeklinde sıralanır. Aynı grupta bulunan elementlerin elektronegatiflikleri yukarıdan aşağıya doğru azalır. Bu nedenle bu elementlerin oluşturdukları bazların kuvveti yukarıdan aşağıya doğru artar. IIA grubu metallerinin bazlarının kuvvetleri

Ba(OH)2 > Sr(OH)2 > Ca(OH)2 > Mg(OH)2 > Be(OH)2 şeklindedir.

ASİT VE BAZLARIN DEĞERLİĞİ

Bir asit molekülünün suda oluşturabildiği proton (H+) sayısına o asidin değerliği denir. Örneğin; bir HCl molekülü suda bir tane H+ oluşturduğundan bir değerlidir.

Bir bazın değerliği, bazın bir molekülünün suda oluşturduğu OH– iyonu (veya yapısına katabildiği proton) sayısına eşittir. Buna göre, NaOH ve KOH bir değerli, Ba(OH)2 iki değerli bazdır.



Bazı asit ve bazların değerlikleri aşağıda verilmiştir.

Asidin formülü Asidin adı Değerliği

HCl Hidroklorik asit 1

HNO3 Nitrik asit 1

H2SO4 Sülfürik asit 2

H3PO4 Fosforik asit 3

H4P2O7 Pirofosforik asit 4



Bazın formülü Bazın adı Değerliği

NaOH Sodyum hidroksit 1

KOH Potasyum hidroksit 1

Ba(OH)2 Baryum hidroksit 2

Al(OH)3 Alüminyum hidroksit 3

NH3 Amonyak 1

Elementlerin oksitlerinin asit veya baz değerlikleri suda oluşturduklarında asit ya da bazın değerliğine eşittir.

N2O5 + H2O → 2HNO3 (1 değerli asit)

CO2+ H2O → H2CO3 (2 değerli asit)

BaO + H2O → Ba(OH)2 (2 değerli baz)

Fe2O3 + 3H2O → 2Fe(OH)3 (3 değerli baz)