ASİTLER VE BAZLAR - I

1. ASİTLER VE BAZLAR - I 2014 BİLECİK ÜNİVERSİTESİ FEN EDEBİYAT FAKÜLTESİ

3. Asitler ve bazlar Anorganik kimyada bileşikler; • Asitler • Bazlar • Tuzlar • Oksitler olmak üzere dört gruba ayrılır Genel olarak asitler; • inorganik ve organik asitler olarak iki gruba ayrılırlar. Yapısında karbon elementi bulunmayan asitlere inorganik aitler, karbon elementi kullanılarak oluşturulan asitlere ise organik asitler denir.

4. Organizmaların hayatsal faaliyetlerinde asitlerin önemi büyüktür.Mide özsuyu besinlerin sindirimi için %0,4 oranında hidroklorik asit içerir.Proteinlerin oluşumunda amino asitlerin önemi tartışılmaz bir gerçektir. • Asitler: kimi metallerle (örn: demir) tepkimeye girerek hidrojen açığa çıkarırlar; bazlarla tepkimeye girip, bileşimlerindeki hidrojenin, yerine maden alarak, tuzları meydana getirirler; bazı kimyasal tepkimeleri ise hızlandırırlar.

5. SvanteArrhenius, asitlerin, bazların ve tuzların sudaki çözeltilerin elektriksel davranışlarını açıklamak için bir iyon ayrışması kuramı geliştirdi. Elektrolit adını verdiği maddeleri şöyle tanımladı: erimiş ya da suda çözünmüş bu maddeler, elektriği iletir ve elektrik onları ayrıştırır. • Asitler H + iyonları veren elektrolitlerdir; bazlarsa tersine OH - hidroksil iyonları oluşturur. Arrhenius kuramı, yalnızca sulu çözeltiler için geçerlidir. • 1923’te Johannes Nicolaus Brönsted kullanılan çözücü ne olursa olsun H + iyonu rolünü açıklayan yeni bir tanım önermiştir. Brönsted’e göre asit, bir H + iyonu bırakmaya elverişli bir maddedir. Bazsa, söz konusu iyonu alan maddedir; dolaysıyla, eşlenik asit – baz çifti ortaya çıkar.

6. Gilbert Newton Lewis, yansızlaştırmayı, renkli ayıraçların tepkimelerini ve katalizi ölçüt alarak, asit özelliklerini gösteren bütün maddeleri bir grup içinde toplamaya ve elektron yapılarında ortak bir özellik bulmaya çalışmıştır. Asitler, bazların verdiği elektron çiftini alan ve ortak bir birleşme bağı oluşturan maddelerdir. Bütün Brönsted asitleri bu tanıma girer. ( H + ) iyonu bir elektron çifti alabilir, ama bu tanıma AlC13 , SO3vb maddeleri de eklemek gerekir. Brönsted kuramı hidrojenli asitler için kullanılır, dolayısıyla Lewis asitleri söz konusudur. • Başlıca mineral asitler arasında nitrik asit ( HNO3 ), sülfürik asit (H2SO4) ve hidroklorik asit (HCl) sayılabilir. İki H + iyonu açığa çıkarılabilen sülfürik asit, bir di asit oluşturur. Fosforik asitse (H3PO4) bir triasittir, yani üç H + iyonu açığa çıkarır.

7. Kimya sanayisinde büyük ölçüde üretilen ve tüketilen bu asitler, gübre ( nitratlar ve fosfatlar), plastik madde, boya, patlayıcı, parfüm, ilaç sanayisi ürünleri vb. üretiminde ya ham maddeyi ya da ara maddeyi oluştur. • Organik asitler, organik kimyayı ilgilendirir ve en az bir karboksil kökü (-COOH) içerirler; aralarında, temel biyokimyasal, maddelerin bileşenlerini oluşturan aminoasitlerin ve yağ asitlerinin de yer alması nedeniyle, çok büyük önem taşırlar.

11. NASIL ELDE EDİLİR? • Her asidin kendine özgü elde ediliş yolları vardır. Hangi asit elde edilmek isteniyorsa, o asidin tuzu alınır; elde edilecek asitten daha az uçucu olan başka bir asitle işlenir. Örneğin; NaCl + H2SO4→ NaHSO4 + HCl

12. Asitler adlandırılırken, asitler ki esas elemanın sonuna “ik” eki eklenir; bunun yanında da asit kelimesi konur. Teknikte, kimyada en çok kullanılan başlıca asitler şunlardır;

13. Baz kavramı, her zaman, asit kavramına bağlı kalmıştır. Baz, asidin karşıtıdır; ama baz olmadan hiçbir asit tepkimesi gerçekleşemez. Bazların asitlerle tepkimeye girmesiyle, gene önemli bir bileşik sınıfı olan tuzlar ve su oluşur. Bu bir nötrleşme tepkimesidir. • NaOH + Hcı→ NaCI + H20 • 2KOH + H2SO 4 + K2SO4 + 2H2O • Ca(OH)2 + H2SO4 → CASO4 + 2H2O

14. Brönsted ve Lowry birbirlerinden bağımsız olarak, ama, aynı zamanda, daha genel bir tanım önerdiler: Asit, kimyasal tepkime sırasında, her zaman, bir proton vermeye elverişliyse, baz da bu protonun alıcısıdır. Bir maddenin baz olabilmesi için protonu “bağlayacak”, her hangi bir kimyasal bağda kullanılmamış bir elektron çifti taşıması gerekmektedir. Ama, yitirilecek protonu olduğu sürece asit olan madde, bu protonu yitirdiği an baza dönüşür. Gerçekten, protonunu yitiren asitte bir elektron çifti kalır. Asit – baz tepkimesi kavramına, “asit- baz çifti” ya da “aside eşlenik baz kavramı” eklenir. Böylece asetik asit (CH3 – COOH), asetat iyonunu (CH3 – COO) ya da eşlenik bazlarını karşılar. Amonyak (NH3 ) da, NH4+ asidinin karşıladığı bazdır. • NH3 + H2O → NH4+ + OH- • Baz bir molekül (CH3 – NH2 ya da metilamin ), ya da OH - , CH3 – COO - gibi bir anyon olabilir. Bu asit- baz tepkimeleri, proton aktarımlarına dönüşürler. 1938’te, Lewis bu kuramı, asidin, bazın verdiği elektron çiftinin alıcısı olduğunu belirterek genelleştirmiştir. Bu durumda bir kovalans bağ oluşur. Ama bu sonuncu tanım, Brönsted’inbaz tanımına yeni bir şey eklemez.

15. Lewis, Bazları genel olarak molekülünde bir hidroksil grubu (OH ) ile en az bir metal atomu bulunduran bileşikler olarak tanımlar; bu nedenle kimyasal açıdan metal hidroksitleri sayılır. Bunların çoğu suda çözünmeyen katı bileşiklerdir. Oysa bazıları, örneğin metal atomları içermeyen amonyağın (NH3 ) ve sodyum, potasyum gibi alkali metallerin hidroksitleri suda kolayca çözünür. Sanayi açısından büyük bir önem taşıyan bu bazlara alkaliler denir. • Alkali terimi , “kül” anlamındaki Arapça bir sözcükten türetilmiştir. • Dünyanın bir çok yerinde, özellikle ABD’nin batısında alkali topraklar denen geniş topraklar vardır. Bu bölgelerde çok az yağmur yağdığı için, çözünebilen tuzlar yağmur suyuna karışarak akıp gitmez ve alkaliler toprakta birikir. Alkali oranı çok yüksek olan topraklarda pek az bitki ve hayvanın yaşama şansı olduğundan, sonunda bu bölgeler çorak alanlara dönüşür. • Bazlar çeşitli yollarla hazırlanır. Bu yöntemlerin başlıcaları arasında, NaOH ve KOH için alkali klorürlerin elektroliz yoluyla ayrışmaları amonyağın (NH3 )doğrudan bileşimi kireç ve barit için, suyla “söndürmeyle” süren karbonatların ısıl- bozulmaları (piroliz) sayılabilir. • Bazlar çeşitli alanlarda kullanılmalarının yanı sıra bir ortamın PH’ını yükseltir ve ester hidrolizi tepkimelerini sonuçlandırır.

16. Bir asidin iyonu vermiş hali, tekrar iyonu alabileceği için bir bazdır. Yine bir bazın iyonu vermiş hali, tekrar iyonu alabileceği için bir asittir. Dolayısıyla bu çifte konjuge asit-baz çifti denir.

17. Asit Baz Tepkimeleri • Ca(OH)2 + H2SO4 → CASO4 + 2H2O • Metal oksitlerde(Bazik oksitlerle)birleşerek tuzları yaparlar. • CaO + H2SO4 → CASO4 + H2O • CUO + 2HNO3→ CU(NO3)3 + H2O Asitlerin metaller ile olan tepkimeleri, metallerin aktifliğine göre değerlendirilir. • Aktifliği hidrojenden fazla olan metaller: K , Na , Ca , Mg , Al , Zn , Fe • Aktifliği hidrojenden az olan metaller: Cu , Ag , Hg, Au, Pt

18. a) Aktifliği hidrojenden fazla olan metaller seyreltik asitler ile H2 gazı oluşturacak şekilde tepkime verirler. • Mg + 2Hcı MgCI2 + H2 • Zn+2Hcı ZnCI2+H2 b)Aktifliği hidrojenden az olan metallere HCI ve seyreltik H2SO4 etki etmez. • Cu+HCI Tepkime gerçekleşmez. • Cu+H2SO4Tepkime gerçekleşmez. • Ag+HCITepkime gerçekleşmez.

19. c)Aktifliği hidrojenden az olan metallere HCI ve seyreltik H2SO4 tepkime verir. Bu tür tepkimelerden H2 yerine SO2 oluşur. • Zn+2H2SO4→ZnSo4+SO2+2H2ODerişik d)Aktifliği hidrojenden az olan metallere HNO3’ün etkisi ise seyreltik ve derişik olmasına bağlı olarak değişir.HNO3;Cu, Hg ve Ag'’ etki eder.Pt ve Au '‘a etki etmez. • Cu+4HNO3Cu(NO3)+2NO2+2H3ODerişik • 3Cu+8HNO3→3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Seyreltik

20. Asitlerin ametallere etkisi ise genellikle derişik durumunda olabilir. • C+4HNO3CO2+4NO2+2H20 (Derişik) • C+2H2SO2 → CO2+2SO2+2H20 (Derişik) • S+4HNO3→SO2+4NO2+2H2O oluşur(Derişik) • Na2CO3+H2SO2-Na2SO4+H2O+CO2 • Ca(HCO3)2 + 2HCI →CACI2 +2H2O+2CO2 Ametal oksitlerin (CO2, SO2, SO3, N2O5, P2O5 gibi) suluçözeltileri asit özelliği gösterir. Ametal oksitlere asit oksitlerde denir. CO2+ H2O → H2CO3 SO2+ H2O → H2SO3

21. Diğer Reaksiyonlar • Metallerin asitlerle reaksiyonundan tuz oluşur,hidrojen gazı açığa çıkar. Al(k) + 3HCI (suda) AICI3(suda)+ 3/2H2(g) Örnekler Zn(k) + 2HCI(suda) ZnCI2 (suda) + H2(g) 2Na(k) + 2HCI(suda) 2NACI (suda) + H2(g) Mg(k) + H2SO4(suda) MgSO4(k) + H2(g) Fe(k) + 2HNO3(suda)Fe(NO3)2(suda)+H2(g) • Soy ve yarı soy metallere (Cu- Hg- Ag- Pt- Au) oksijensiz asitler etki etmezler. Cu+HCI Reaksiyon vermez Ag+HCI Reaksiyon vermez

22. Yarı soy metallere (Cu-Hg-Ag) yükseltgen özellik gösteren asitler etki ederler.H2SO4 ve HNO3 yükseltgen özellik gösteren iki önemli asittir.Bunların yarı soy metallere etkisinden tuz, oksit ve su oluşur. 3Cu(k)+HNO3(suda) →3Cu (NO3)2 + 2NO(g) + 4H2O(s) • Altın (Au) ve platin (Pt) tam soy metaldir.Bunlar asitlerle hidrojen çıkışı ile reaksiyona girmediği gibi yükseltgen özellik gösteren asitler de reaksiyon vermez. • Altına yalnızca kral suyu denilen (3HCI+HNO2) karışımı etki eder. • Metallerin bazlarla reaksiyonu Genelde metaller bazlarla reaksiyon vermezler.Ancak amfoter metal olarak bilinen Al, Zn, Sn, Pb, Cr gibi metaller derişik kuvvetli baz çözeltileriyle reaksiyon verirler.Reaksiyon sonucunda hidrojen gazı açığa çıkar. • Zn(k)+ NaOH(suda)→ Na2ZnO2 + H2 (g) • Amfoter metallerin oksit ve hidroksit bileşikleri de amfoter özellik gösterirler.Bunların kuvvetli bazların derişik çözeltileri ile reaksiyonundan ise tuz ile su oluşur.

23. Nötrleşme, gerçekte H+ ve OH- iyonlarının birleşerek H2O oluşturmaları olayıdır. Bu nedenle nötrleşmenin net iyon denklemi; H+(suda) + OH-(suda)  = H2O(s) SUYUN İYON DENKLEMİ • Su çok az dahi olsa elektrik akımını ilettiğine göre, su içerisinde iyonların bulunduğu aklımıza gelmelidir.Yani arı suda su moleküleri ile ayrışan su moleküllerinin oluşturduğu hidrojen ve hidroksit iyonları arasında bir denge vardır. H2O(s)↔H+ (suda) + OH-(suda) ∆H = +57,3 kJ • Olay bir denge olayı olduğundan denge sabitine suyun denge sabiti (Ksu) denir. 25 °C de deneysel olarak Ksu değeri 1.10–14 olarak hesaplanmıştır. Bu dengeye ilişkin denge sabitine suyun iyonlaşma sabiti denir ve Ksu ile gösterilir. Bir dengede saf katılar ve sıvıların sabit olan derişimlerinin denge sabitinin içinde gizli olduğu hatırlanırsa Ksu ifadesi; Ksu= [H+] [OH–] şeklinde yazılabilir.

24. Ksu yun 25°C taki nicel değeri 1x10–14 'tür. Diğer denge sabitlerinde olduğu gibi, Ksu yun değeri sıcaklığa bağlıdır. Suyun iyonlaşması endotermik olduğundan sıcaklık arttıkça Ksu yun değeri de artar. • Ksu= [H+] [OH–]eşitliği bütün sulu çözeltiler için geçerlidir.Asit suya H+ iyonu vereceğine göre [H+] = [OH–] eşitliği bozularak [H+] > [OH–] olacaktır.Baz suya OH– iyonu verecek ya da H+ iyonu alacaktır. • Bir sulu çözelti ister nötr, ister asit veya baz olsun ortamdaki hidrojen ve hidroksit iyonları derişimleri çarpımı suyun denge sabitine eşittir. [H+][OH–] çarpımının sabit kalması için [H+] ile [OH–] nin ters orantılı değişmesi, yani, ortamın [H+] arttırılırsa [OH–] nin azalması gerekir.

25. pH ve pOHKavramı Sulu çözeltilerin hidrojen ve hidroksit derişimleri genel olarak çok küçük sayılardır. Bunları üslü sayılarla göstermek yerine pH ve pOH olarak bilinen yeni bir gösterim biçimi geliştirmiştir. Buna göre bir çözeltinin H+molarderişiminin negatif logaritmasına çözeltinin pH' si; OH–molarderişiminin negatif logaritmasına çözeltinin pOH' si denir. pH = –log[H+]  pOH = –log[OH–] Bir çözeltinin pH ve pOH' si arasındaki ilişki şöyledir: pH + pOH = 14 pH = –log[H+]pOH = –log[OH–] pH + pOH = 14 Saf su için; [H+]= [OH–]= 1.10–7 olduğundan pH = –log[1.10–7] pH = 7 pOH = –log[1.10–7] pOH = 7 bulunur.

26. Örnek Bir asit çözeltisinin [H+] derişimi 1.10–3 M ise bu çözeltinin pH vepOH’ı nedir? Çözüm [H+] = 1.10–3 M ise pH = –log[H+] pH = –log[1.10–3] pH = 3 pOH = 11 olarak bulunur.

27. ZAYIF ASİT ve BAZLAR (Ka ve Kb)Kuvvetli asitler ve bazlar suda % 100 iyonlaştıklarından bunlarla ilgili soruları denge sabiti kullanmadan çözüyorduk. Ancak zayıf asit ve bazlarda %100 iyonlaşma olmadığından bir denge söz konusudur.

28. Örnek 0,1 M lık HA asitinin pH =3 tür. Buna göre, asitin Ka sı kaçtır? pH = 3 ise [H+] = 1.10–3 olduğundan, [A–] = 1.10–3 olacaktır. 9 ihmal edilir. 0,1 in yanında 1.10–3 çok küçük olduğundan ihmal edilir. Ka = 1.10–5 olarak hesaplanır.

29. HİDROLİZ Bir tuzun suyla etkileşerek H+ ve OH- iyonu oluşturmasına hidroliz(su ile ayrıştırma) denir. Bir tuzun su ile hidroliz olabilmesi için yapısında zayıf asit anyonu yada katyonu bulunması gerekir. Kuvvetli asit ve bazdan oluşan tuzlar suda hidrolize uğramaz. TAMPON ÇÖZELTİLER • Zayıf bir asit ve bu asitin tuzunun karışımından oluşan çözeltiler tampon çözeltidir. • Zayıf bir baz ve bu bazın tuzunun karışımından oluşan çözeltiler tampon çözeltidir. • Kuvvetli bir baz ile zayıf bir asitin birleşmesiyle oluşan tuzlar bazik tuz özelliği gösterirler ve bu tuzların anyonu hidrolize uğrar. • Zayıf asit ile zayıf bazın birleşmesiyle oluşan tuzlarda hem katyon, hem anyon hidrolize uğrar.

30. A Schiff base, named after Hugo Schiff, is a compound with a functional group that contains a carbon-nitrogendouble bond with the nitrogen atom connected to an aryl or alkyl group, not hydrogen. Schiff bases in a broad sense have the general formula R1R2C=NR3, where R is an organic side chain. In this definition, Schiff base is synonymous with azomethine. Some restrict the term to the secondary aldimines (azomethines where the carbon is connected to a hydrogen atom), thus with the general formula RCH=NR'. • The chain on the nitrogen makes the Schiff base a stable imine. A Schiff base derived from an aniline, where R3 is a phenyl or a substituted phenyl, can be called an anil • Schiff bases can be synthesized from an aromaticamine and a carbonyl compound by nucleophilic addition forming a hemiaminal, followed by a dehydration to generate an imine. In a typical reaction, 4,4'-diaminodiphenyl ether reacts with o-vanillin: • General structure of an azomethine • General structure of an azomethine

31. ASİT VE BAZLARIN KUVVETİ • 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.

32. 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:

33. 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 • 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. Örneğin; VIIA grubunun hidrojenli bileşiklerinin asitlik kuvvetleri;  HI >HBr>HCl> HF  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.

34. 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.

37. 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. • Asidin formülü                       Asidin adı                         Değerliği • HCl                                Hidroklorik asit                           1         • HNO3                                Nitrik asit                           1           • H2SO4                                Sülfürik asit                           2           • H3PO4                                Fosforik asit                          3  • 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

38.  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) • METAL OKSİTLERİN BAZLIK KARAKTERİ • Metal oksitleri, su ile tepkimeye girerek metal hidroksitleri  oluşturur. • Bir metal hidroksidin (MOH)  baz olarak davranabilmesi için suda M+ ve OH- şeklinde  iyonlaşması gerekir. Bunun için metal ile oksijenin elektronegatiflik (veya iyonlaşma enerjisi) farkı fazla olmalıdır. O hâlde M metalinin iyonlaşma enerjisi ne kadar düşük ise metal hidroksidinbazlık karakteri o kadar fazla olur. Bu nedenle iyonlaşma enerjisi düşük olan IA, IIA grubu metallerin hidroksitlerinin tümü kuvvetli bazdır. Ancak grubun alt sıralarında bulunan, yani iyonlaşma enerjisi düşük metallerin hidroksitleri üst taraftaki metal hidroksitlerden daha güçlü bazdır. IIIA grubundaki metallerin hidroksitlerinin bazlık karakterleri oldukça zayıftır.

39. pH’ın asitlik ve alkalilikle ilişkisiAsidite, alkalinite ve pH derecesi ayrı ayrı şeylerdir. • Örneğin hidroklorik asidin, sülfirik asidin ve hidroklorik asidin 0.1 normal eriyiklerinin (1 litre suda 1 litre eşdeğer gram ağırlıkta asit bulunan eriyik normal eriyiktir.) asiditesi birbirinin aynıdır. • Halbuki bu eriyiklerin pH değerleri farklı ve sırasıyla 1.08, 1.20, 2.889’dur. Asitlik bir yetenek faktörü olup bazları nötürleştirme kapasitesi olarak belirlenir; aynı şekilde alkalilikte bir yetenek faktörüdür ve asitleri nötrleştirme kapasitesidir. Halbuki pH değeri aksine bir şiddet, yoğunluk faktörü olup hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu gösterir. pH değeri asitlik ve alkalilik aktivitesinin bir ölçüsüdür.

40. Alkalilik bir sudaki HCO3, CO3 ve OH köklerinin toplamının mol/lt veya mg/lt cinsinden eşdeğeri kalsiyum karbonat olarak verilmektedir. Asitlik de aynı şekilde sudaki SO4, CI, NO3 ve diğer asit köklerinin toplamına karşı gelen eşdeğer CaCO3 miktarını mol/lt veya mg/lt cinsinden göstermektedir. • Yani alkalilik ve asitlik terimleri eriyikte mevcut HCO3 ve SO4 gibi birçok köklerin ağırlığını göstermekte fakat bunların hiçbiri eriyiğin kimyasal aktivitesi hakkında fikir vermemektedir. Halbuki pH , eriyiğin kimyasal aktivitesinin bir ifadesidir; zira eriyik ne kadar aktif ise o kadar çok iyonize olacak ve içindeki H+ iyonu miktarı da ona göre artacaktır.

48. POLİPROTİK ASİTLER VE BAZLAR • Birden fazla proton verebilen Bronstet asitlerine poliprotik asitler denir. En yaygını sülfürük asit iki proton verebilen, karbonik asit iki proton verebilen ve fosforik asit 3 proton verebilenlerdir. • Poliprotik bazlar ise birden fazla proton alabilme yeteneğine sahiptirler. CO3- iki proton alabilen ve PO4- üç proton alabilen örnek olarak verilebilir.