Asit-baz reaksiyonu - Acid–base reaction

Bir asit-baz reaksiyonu a, kimyasal reaksiyon , bir arasında meydana gelen asit ve baz . pH belirlemek için kullanılabilir . Birkaç teorik çerçeve, reaksiyon mekanizmalarının alternatif anlayışlarını ve ilgili problemlerin çözümünde bunların uygulanmasını sağlar; bunlara asit-baz teorileri denir, örneğin Brønsted-Lowry asit-baz teorisi .

Gaz veya sıvı türler için asit-baz reaksiyonlarını analiz etmede veya asit veya baz karakteri biraz daha az belirgin olduğunda bunların önemi ortaya çıkar. Bu kavramlardan ilki , 1776 civarında Fransız kimyager Antoine Lavoisier tarafından sağlandı .

Lewis, Brønsted-Lowery, Arrhenius Asitler ve Bazlar hakkında düşünme yolları
Üst küme ve alt küme modelleri olarak Asit Baz Tepkime Teorileri.

Asit-baz reaksiyon modellerini birbirini tamamlayan teoriler olarak düşünmek önemlidir. Örneğin, mevcut Lewis modeli asit ve bazın ne olduğuna dair en geniş tanıma sahiptir, Brønsted-Lowry teorisi asit ve bazların bir alt kümesidir ve Arrhenius teorisi en kısıtlayıcıdır.

Asit-baz tanımları

Tarihi gelişme

Bir asit-baz reaksiyonu kavramı ilk olarak 1754'te Guillaume-François Rouelle tarafından "baz" kelimesini kimyaya, bir asitle reaksiyona girerek katı bir form (bir tuz olarak) veren bir madde anlamına gelecek şekilde sokan tarafından önerildi .

Lavoisier'in asitlerin oksijen teorisi

Asit ve bazlarla ilgili ilk bilimsel kavram, 1776 civarında Lavoisier tarafından sağlandı. Lavoisier'in güçlü asitler hakkındaki bilgisi temel olarak HNO gibi oksoasitlerle sınırlıydı.
3
(nitrik asit) ve H
2
BU YÜZDEN
4
Oksijenle çevrili yüksek oksidasyon durumlarında merkezi atomlar içerme eğiliminde olan (sülfürik asit) ve hidrohalik asitlerin ( HF , HCl , HBr ve HI ) gerçek bileşiminin farkında olmadığı için
asitleri şu şekilde tanımladı: bunların ihtiva eden oksijen aslında o (dan "aside eski" Yunanca kelimenin adlandırılan, Yunan οξυς ( Oxys ) "asit" ya da "sert" ve γεινομαι (yani geinomai ) anlamına gelen "doğurmak"). Tarafından 1810 makalesinde ve sonraki dersler kadar 30 yıldır düzenlenen Lavoisier tanımı, Sir Humphry Davy o oksijen eksikliği kanıtladı ettiği H
2
S
, H 2 Te ve hidrohalik asitler . Bununla birlikte, Davy yeni bir teori geliştiremedi ve "asitliğin herhangi bir temel maddeye değil, çeşitli maddelerin kendine özgü düzenlemesine bağlı olduğu" sonucuna vardı. Oksijen teorisinde dikkate değer bir değişiklik,asitlerin metal olmayanların oksitleri, bazların ise metallerin oksitleri olduğunu belirten Jöns Jacob Berzelius tarafından sağlandı.

Liebig'in asitlerin hidrojen teorisi

1838'de Justus von Liebig , bir asidin, hidrojeni bir metal ile değiştirilebilen hidrojen içeren bir bileşik olduğunu öne sürdü. Bu yeniden tanımlama, Davy tarafından başlatılan oksijen bazlı asitlerden hidrojen bazlı asitlere doktriner değişimi tamamlayan, organik asitlerin kimyasal bileşimi üzerine kapsamlı çalışmasına dayanıyordu. Liebig'in tanımı, tamamen ampirik olmakla birlikte, Arrhenius tanımının benimsenmesine kadar neredeyse 50 yıl boyunca kullanımda kaldı.

Arrhenius tanımı

Asitlerin ve bazların moleküler anlamdaki ilk modern tanımı Svante Arrhenius tarafından yapılmıştır . Asitlerin hidrojen teorisi, sulu çözeltide iyonların varlığını belirlemede Friedrich Wilhelm Ostwald ile yaptığı 1884 çalışmasından sonra geldi ve Arrhenius'un 1903'te Kimyada Nobel Ödülü'nü almasına yol açtı .

Arrhenius tarafından tanımlandığı gibi:

  • Arrhenius asidi suda hidrojen iyonları (H + ) oluşturmak üzere ayrışan bir maddedir ; yani bir asit, sulu bir çözeltideki H + iyonlarının konsantrasyonunu arttırır .

Bu , suyun protonasyonuna veya hidronyum (H 3 O + ) iyonunun oluşmasına neden olur . Bu nedenle, modern zamanlarda, H + sembolü , H 3 O + ' nın bir kısaltması olarak yorumlanır , çünkü artık sulu çözeltide serbest bir tür olarak çıplak bir protonun bulunmadığı bilinmektedir.

  • Arrhenius bazı, hidroksit (OH - ) iyonları oluşturmak üzere suda ayrışan bir maddedir ; yani bir baz, sulu bir çözeltideki OH - iyonlarının konsantrasyonunu arttırır ."

Arrhenius'un asitlik ve alkalilik tanımları sulu çözeltilerle sınırlıdır ve çözücü iyonlarının konsantrasyonuna atıfta bulunur. Bu tanıma göre, saf, H 2 SO 4 toluen içinde eritilir ve HCl NaOH asitleştirilmiş, erimiş değildir ve sıvı amonyak içinde kalsiyum amid çözeltileri alkalin değildir. Bu, Brønsted-Lowry teorisinin ve ardından bu sulu olmayan istisnaları hesaba katan Lewis teorisinin gelişmesine yol açtı .

Genel olarak, bir Arrhenius asidi olarak nitelendirilmesi için, suya girdikten sonra kimyasalın ya doğrudan ya da başka bir şekilde aşağıdakilere neden olması gerekir:

  • sulu hidronyum konsantrasyonunda bir artış veya
  • sulu hidroksit konsantrasyonunda bir azalma.

Tersine, bir Arrhenius bazı olarak nitelendirmek için, suya girdikten sonra, kimyasalın doğrudan veya başka bir şekilde aşağıdakilere neden olması gerekir:

  • sulu hidronyum konsantrasyonunda bir azalma veya
  • sulu hidroksit konsantrasyonunda bir artış.

Bir asidin bir bazla tepkimesine nötrleşme tepkimesi denir . Bu reaksiyonun ürünleri bir tuz ve sudur.

asit + baz → tuz + su

Bu geleneksel temsilde, bir asit-baz nötralizasyon reaksiyonu, bir çift ​​değiştirme reaksiyonu olarak formüle edilir . Örneğin, hidroklorik asit , HCl'nin sodyum hidroksit , NaOH çözeltileri ile reaksiyonu , bir sodyum klorür , NaCl çözeltisi ve bazı ek su molekülleri üretir .

HCl(sulu) + NaOH(sulu) → NaCl(sulu) + H 2 O

Bu denklemdeki değiştirici ( aq ) açıkça dahil edilmek yerine Arrhenius tarafından ima edildi. Maddelerin suda çözündüğünü gösterir. Her üç madde de, HCl, NaOH ve NaCl, saf bileşikler olarak var olabilmelerine rağmen, sulu çözeltilerde tamamen sulu iyonlara ayrışırlar H + , Cl - , Na + ve OH - .

Brønsted-Lowry tanımı

Johannes Bronsted.jpg Thomas Martin Lowry2.jpg
Johannes Nicolaus Brønsted ve Thomas Martin Lowry

1923'te Danimarka'da Johannes Nicolaus Brønsted ve İngiltere'de Martin Lowry tarafından bağımsız olarak formüle edilen Brønsted-Lowry tanımı, asitlerin deprotonasyonu yoluyla bazların protonlanması fikrine, yani asitlerin hidrojen "bağışlama" yeteneğine dayanmaktadır. iyonlar (H + ) - diğer adıyla protonlar - onları "kabul eden" bazlara.

Asit-baz reaksiyonu, bu nedenle, bir hidrojen iyonunun asitten çıkarılması ve baza eklenmesidir. Bir asitten bir hidrojen iyonunun çıkarılması, bir hidrojen iyonu çıkarılmış asit olan eşlenik bazını üretir . Bir baz tarafından bir protonun alınması , hidrojen iyonu eklenmiş baz olan eşlenik asidini üretir .

Önceki tanımlardan farklı olarak, Brønsted-Lowry tanımı tuz ve çözücü oluşumuna değil , bir protonun asitten baza aktarılmasıyla üretilen eşlenik asitlerin ve eşlenik bazların oluşumuna atıfta bulunur . Bu yaklaşımda, asitler ve bazlar, Debye , Onsager ve diğerlerinin teorilerine tabi olarak elektrolitler olarak görülen tuzlardan davranış bakımından temelden farklıdır . Bir asit ve bir baz, bir tuz ve bir çözücü üretmek için değil, yeni bir asit ve yeni bir baz oluşturmak için reaksiyona girer. Nötralizasyon kavramı bu nedenle yoktur. Brønsted-Lowry asit-baz davranışı, resmi olarak herhangi bir çözücüden bağımsızdır, bu da onu Arrhenius modelinden daha kapsamlı hale getirir. Arrhenius modeli altında pH hesaplanması, suda ( sulu çözelti ) çözünen alkalilere (bazlara) bağlıydı . Brønsted-Lowry modeli , çözünmeyen ve çözünür çözeltiler (gaz, sıvı, katı) kullanılarak pH'ın test edilebileceğini genişletti .

Brønsted-Lowry tanımına göre asit-baz reaksiyonları için genel formül:

HA + B → BH + + A

burada HA asidi temsil eder, B bazı temsil eder, BH + B'nin eşlenik asidini temsil eder ve A - HA'nın eşlenik bazını temsil eder.

Örneğin, sulu çözeltide hidroklorik asidin (HCl) ayrışması için bir Brønsted-Lowry modeli aşağıdaki gibi olacaktır:

HCl + H 2 O ⇌ H 3 O + + Cl -

H + 'nın HCl'den çıkarılması , asidin eşlenik bazı olan klorür iyonu Cl - 'yi üretir . H eklenmesi + H için 2 O (bir baz olarak etki) oluşturan hidronyum iyonu, H 3 O + baz, konjuge asit.

Su amfoteriktir, yani hem asit hem de baz olarak hareket edebilir. Brønsted-Lowry modeli, suyun düşük konsantrasyonlarda hidronyum ve hidroksit iyonlarına ayrışmasını göstererek bunu açıklar :

H 2 O + H 2 O ⇌ H 3 O + + OH

Bu denklem aşağıdaki resimde gösterilmiştir:

Bronsted lowry 3d diagram.png

Burada, bir su molekülü asit görevi görerek bir H + verir ve eşlenik bazı OH oluşturur ve ikinci bir su molekülü baz görevi görerek H + iyonunu kabul eder ve eşlenik asidi, H 3 O + oluşturur. .

Bir asit olarak hareket eden bir su örnek olarak, sulu bir çözelti dikkate piridin , Cı- 5 , H 5 N

C 5 H 5 N + H 2 O ⇌ [C 5 H 5 NH] + + OH

Bu örnekte, bir su molekülü, bir piridin molekülüne bağışlanan bir hidrojen iyonuna ve bir hidroksit iyonuna bölünmüştür.

Brønsted-Lowry modelinde, Arrhenius Asit-Baz modelinin gerektirdiği gibi çözücünün mutlaka su olması gerekmez . Örneğin, ne dikkate asetik asit , CH 3 içinde COOH, erir sıvı amonyak .

CH
3
COOH
+ NH
3
NH+
4
+ CH
3
COO-

Bir H + iyonu konjügat bazını oluşturan, asetik asit çıkarılır asetat iyonu, CH 3 COO - . Çözücünün bir amonyak molekülüne bir H + iyonunun eklenmesi, onun eşlenik asidini, amonyum iyonunu, NH'yi oluşturur.+
4
.

Brønsted-Lowry modeli, hidrojen içeren maddeleri (HCl gibi) asitler olarak adlandırır. Bu nedenle, birçok kimyagerler örneğin SO gibi asitler olarak kabul bazı maddeler, 3 veya bürodaki 3 , bağlı hidrojen olmaması için bu sınıflandırmadan hariç tutulmuştur. Gilbert N. Lewis 1938'de şöyle yazdı: "Asit grubunu hidrojen içeren maddelerle sınırlamak, kimyanın sistematik anlayışına, oksitleyici madde teriminin oksijen içeren maddelerle sınırlandırılması kadar ciddi biçimde müdahale eder ." Ayrıca, KOH ve KNH 2 Bronsted bazları değil, OH bazları içeren tuzlar olarak kabul edilmez - ve NH-
2
.

Lewis tanımı

Arrhenius ve Brønsted-Lowry'nin hidrojen gereksinimi, Gilbert N. Lewis tarafından 1923'te, Brønsted-Lowry ile aynı yılda geliştirilen asit-baz reaksiyonlarının Lewis tanımıyla kaldırıldı , ancak onun tarafından 1938'e kadar detaylandırılmadı. asit-baz reaksiyonlarını protonlar veya diğer bağlı maddeler cinsinden tanımlamak için, Lewis tanımı bir bazı ( Lewis bazı olarak adlandırılır ) bir elektron çifti verebilen bir bileşik ve bir asidi (bir Lewis asidi ) olarak tanımlar . bu elektron çiftini alabilen bir bileşik.

Örneğin, bor triflorür , BF 3 , tipik bir Lewis asididir. Oktetinde boşluk olduğu için bir çift elektronu kabul edebilir . Fluorür iyonu tam sayı grubunu vardır ve bir elektron çifti bağış olabilir. Böylece

BF 3 + F BF-
4

tipik bir Lewis asidi, Lewis bazı reaksiyonudur. Tüm bileşikler, bir grup 13 bir formül AX elemanları 3 Lewis asitleri olarak davranabilirler. Benzer şekilde, bileşikler, grup 15 bir formül DY sahip elemanlar 3 gibi, aminler , NR 3 ve fosfinler , PR 3 , Lewis bazları olarak davranabilirler. İlave maddeler , aralarında, aşağıdaki formüle sahip X- 3 bir ← DY 3 bir ile -e halinde kovalent bağ atomu A (akseptör) ve D (donör) arasında sembolik ← olarak gösterilen. Bileşikleri grubu 16 DX formülle 2 de Lewis bazları olarak hareket edebilir; Bu şekilde, bir gibi bir bileşik, eter , R ' 2 , O veya bir tiyoeter , R, 2 , S, bir Lewis bazı olarak hareket edebilir. Lewis tanımı bu örneklerle sınırlı değildir. Örneğin, karbon monoksit de bir formül F, bor triflorür ile bir katılma ürünü meydana getiren bir Lewis bazı olarak hareket eder 3 B ← CO.

Metal iyonları içeren adüktler koordinasyon bileşikleri olarak adlandırılır; her ligand metal iyonuna bir çift elektron verir. Reaksiyon

[Ag(H 2 O) 4 ] + + 2NH 3 → [Ag(NH 3 ) 2 ] + + 4H 2 O

Daha güçlü bir bazın (amonyak) daha zayıf olanın (su) yerini aldığı bir asit-baz reaksiyonu olarak görülebilir.

Lewis ve Brønsted-Lowry tanımları reaksiyondan bu yana birbirleriyle tutarlıdır.

H + + OH ⇌ H 2 O

her iki teoride de bir asit-baz reaksiyonudur.

Çözücü sistem tanımı

Arrhenius tanımının sınırlamalarından biri, su çözeltilerine dayanmasıdır. Edward Curtis Franklin , 1905'te sıvı amonyakta asit-baz reaksiyonlarını inceledi ve su bazlı Arrhenius teorisiyle benzerliklere dikkat çekti. Albert FO Germann , sıvı fosgen , COCl ile çalışıyor
2
, 1925'te solvent bazlı teoriyi formüle etti ve böylece Arrhenius tanımını aprotik solventleri kapsayacak şekilde genelleştirdi.

Germann, birçok çözeltide nötr çözücü molekülleri ile dengede olan iyonlar olduğuna dikkat çekti:

  • solvonyum iyonları: pozitif iyonlar için genel bir isim. ( Solvonyum terimi , daha eski terim olan lyonium iyonlarının yerini almıştır : çözücü moleküllerinin protonlanmasıyla oluşan pozitif iyonlar.)
  • iyonları çözün: negatif iyonlar için genel bir isim. ( Solvat terimi , daha eski terim olan liyat iyonlarının yerini almıştır : çözücü moleküllerinin protonsuzlaştırılmasıyla oluşan negatif iyonlar.)

Örneğin, su ve amonyak , sırasıyla hidronyum ve hidroksit ve amonyum ve amid olarak böyle bir ayrışmaya uğrar :

2 saat
2
O
H
3
Ö+
+ OH-
2 NH
3
NH+
4
+ NH-
2

Bazı aprotik sistemleri, aynı zamanda, gibi ayrışma geçirmektedir diazot tetroksit içine nitrosonyum ve nitrat , antimon triklorür chlorocarboxonium içine dichloroantimonium ve tetrachloroantimonate ve fosgen içine klorür :

n
2
Ö
4
HAYIR+
+ HAYIR-
3
2 SbCl
3
SBCL+
2
+ SbCl-
4
COCl
2
COCl+
+ Cl-

Solvonyum iyonlarının konsantrasyonunda artışa ve solvat iyonlarının konsantrasyonunda azalmaya neden olan bir çözünen asit olarak tanımlanır . Solvat iyonlarının konsantrasyonunda artışa ve solvonyum iyonlarının konsantrasyonunda azalmaya neden olan bir çözünen, baz olarak tanımlanır .

Böylece, sıvı amonyak içinde KNH
2
( NH sağlayan-
2
) kuvvetli bir bazdır ve NH
4
NUMARA
3
(
NH sağlayan+
4
) kuvvetli bir asittir. Sıvı kükürt dioksit içinde ( SO
2
), tionil bileşikleri (
SO temin eden2+
) asitler ve sülfitler gibi davranırlar ( SO2−
3
) baz olarak davranır.

Sıvı amonyaktaki sulu olmayan asit-baz reaksiyonları sudaki reaksiyonlara benzer:

2 NaNH
2

(temel)
+ Zn( NH
2
)
2

( amfifilik amid)
Yok
2
[ Zn( NH
2
)
4
]
2 NH
4
ben

(asit)
+ Zn( NH
2
)
2

(amfifilik amid)
[ Zn( NH
3
)
4
]BEN
2

Nitrik asit, sıvı sülfürik asitte bir baz olabilir:

HNO
3

(temel)
+ 2 Saat
2
BU YÜZDEN
4
HAYIR+
2
+ H
3
Ö+
+ 2 HSO-
4

Bu tanımın benzersiz gücü, aprotik çözücülerdeki reaksiyonları tanımlamada gösterir; örneğin, sıvı N'de
2
Ö
4
:

AgNO
3

(temel)
+ NOCI
(asit)
n
2
Ö
4

(çözücü)
+ AgCl
(tuz)

Çözücü sistem tanımı çözücünün kendisine olduğu kadar çözünen maddeye de bağlı olduğundan, belirli bir çözünen çözücü seçimine bağlı olarak asit veya baz olabilir: HClO
4
suda kuvvetli asit, asetik asitte zayıf asit ve florosülfonik asitte zayıf bazdır; teorinin bu özelliği hem güçlü hem de zayıf olarak görülmüştür, çünkü bazı maddeler ( SO gibi)
3
ve NH
3
) kendi başlarına asidik veya bazik oldukları görülmüştür. Öte yandan, çözücü sistem teorisi, yararlı olamayacak kadar genel olduğu için eleştirilmiştir. Ayrıca, hidrojen bileşikleri hakkında, hidrojenik olmayan solvonyum tuzları tarafından paylaşılmayan bir özellik olan, özünde asidik bir şey olduğu düşünülmüştür.

Lüks–Sel tanımı

Bu asit-baz teorisi, Alman kimyager tarafından önerilen asitler ve bazların oksijen teorisi, bir canlanma oldu Hermann Lux ayrıca iyileştirilebilir 1939, Håkon Sel 1947 dolaylarında ve hala modern kullanılan jeokimyasının ve elektro- bir erimiş tuz . Bu tanım, bir asidi oksit iyonu olarak tanımlar ( O2–
) alıcı ve bir oksit iyon donörü olarak bir baz. Örneğin:

MgO
(temel)
+ CO
2

(asit)
MgCO
3
CaO
(temel)
+ SiO
2

(asit)
CaSiO
3
NUMARA-
3

(temel)
+ S
2
Ö2−
7

(asit)
HAYIR+
2
+ 2 SO2−
4

Bu teori aynı zamanda soy gaz bileşiklerinin , özellikle ksenon oksitler, florürler ve oksoflorürlerin reaksiyonlarının sistemleştirilmesinde de faydalıdır .

Usanoviç tanımı

Mikhail Usanovich , asitliği hidrojen içeren bileşiklerle sınırlamayan genel bir teori geliştirdi, ancak 1938'de yayınlanan yaklaşımı Lewis teorisinden bile daha geneldi . Usanovich'in teorisi, bir asidi negatif türler kabul eden veya pozitif türler bağışlayan herhangi bir şey olarak ve bunun tersi olarak bir baz tanımlamak olarak özetlenebilir. Bu, redoks (oksidasyon-indirgenme) kavramını asit-baz reaksiyonlarının özel bir durumu olarak tanımladı.

Usanovich asit-baz reaksiyonlarının bazı örnekleri şunları içerir:

Na
2
Ö

(temel)
+ BU YÜZDEN
3

(asit)
→ 2 Na+
+ SO2−
4
(değiştirilen tür: O2–
anyon)
3 ( NH
4
)
2
S

(temel)
+ Sb
2
S
5

(asit)
→ 6 NH+
4
+ 2 SB3−
4
(değiştirilen türler: 3 S2–
anyonlar)
2Na
(temel)
+ Cl
2

(asit)
→ 2 Na+
+ 2 Cl-
(tür alışverişi: 2 elektron)

Lewis asit-baz etkileşimlerinin gücünün rasyonelleştirilmesi

HSAB teorisi

1963'te Ralph Pearson , Sert ve Yumuşak Asitler ve Bazlar ilkesi olarak bilinen niteliksel bir kavram önerdi . daha sonra 1984'te Robert Parr'ın yardımıyla nicel hale getirildi . 'Zor' küçük, yüksek yük durumlarına sahip ve zayıf polarize olabilen türler için geçerlidir. 'Yumuşak', büyük, düşük şarj durumlarına sahip ve güçlü bir şekilde polarize olabilen türler için geçerlidir. Asitler ve bazlar etkileşime girer ve en kararlı etkileşimler sert-sert ve yumuşak-yumuşaktır. Bu teori organik ve inorganik kimyada kullanım alanı bulmuştur.

ECW modeli

ECW modeli tarafından oluşturulan Russell S. Drago açıklar ve Lewis asidi baz etkileşimleri gücü, -Δ tahmin kantitatif bir modeldir H . Model , birçok Lewis asidine ve bazına E ve C parametreleri atadı . Her bir asit, bir ile karakterizedir E A ve C , A . Her baz aynı şekilde kendi E B ve C B ile karakterize edilir . E ve C parametreleri bağların gücü asit ve baz oluşturacak elektrostatik ve kovalent katkılar, ayrı ayrı. denklem

−Δ H = E A E B + C A C B + W

W, terim, dimerik asit veya bazın oluşması gibi asit-baz reaksiyonu için sabit bir enerji katkısı temsil eder. Denklem, asitlerin ve baz kuvvetlerinin tersine çevrilmesini öngörür. Denklemin grafik sunumları, tek bir Lewis baz kuvveti veya Lewis asit kuvveti sırası olmadığını göstermektedir.

Asit-baz dengesi

Güçlü bir asidin güçlü bir bazla reaksiyonu esasen nicel bir reaksiyondur. Örneğin,

HCl (sulu) + Na(OH) (sulu) → H 2 O + NaCl (sulu)

Bu reaksiyonda hem sodyum hem de klorür iyonları nötralizasyon reaksiyonu olarak seyircidir,

H + + OH → H 2 O

onları içermez. Zayıf bazlarda asit ilavesi nicel değildir çünkü zayıf bazın çözeltisi tampon çözeltidir . Zayıf bir asit çözeltisi de bir tampon çözeltidir. Zayıf bir asit, zayıf bir bazla tepkimeye girdiğinde denge karışımı oluşur. Örneğin, AH olarak yazılan adenin , bir hidrojen fosfat iyonu olan HPO ile reaksiyona girebilir.2−
4
.

AH + HPO2−
4
⇌ A - + H
2
PO-
4

Bu reaksiyon için denge sabiti, adenin ve dihidrojen fosfat iyonunun asit ayrışma sabitlerinden türetilebilir.

[A - ] [H + ] = K a1 [AH]
[ HPO2−
4
] [H + ] = K a2 [ H
2
PO-
4
]

[X] notasyonu "X'in konsantrasyonu" anlamına gelir. Bu iki denklem hidrojen iyonu konsantrasyonu çıkarılarak birleştirildiğinde, denge sabiti K için bir ifade elde edilir.

[A - ] [ H
2
PO-
4
] = K [AH] [ HPO2−
4
]; K =      K a1/K a2

Asit-alkali reaksiyonu

Asit-alkali reaksiyonu, kullanılan bazın aynı zamanda bir alkali olduğu asit-baz reaksiyonunun özel bir durumudur . Bir asit, bir alkali tuzu (bir metal hidroksit) ile reaksiyona girdiğinde, ürün bir metal tuzu ve sudur. Asit-alkali reaksiyonları da nötralizasyon reaksiyonlarıdır.

Genel olarak, asit-alkali reaksiyonları şu şekilde basitleştirilebilir:

AH-
(sulu)
+ H+
(sulu)H
2
Ö

izleyici iyonları atlayarak .

Asitler genel olarak hidrojen katyonları içeren saf maddelerdir ( H+
) veya çözelti halinde üretilmesine neden olur. Hidroklorik asit ( HCl ) ve sülfürik asit ( H
2
BU YÜZDEN
4
) yaygın örneklerdir. Suda bunlar iyonlara ayrılır:

HClH+
(sulu) + Cl-
(sulu)
H
2
BU YÜZDEN
4
H+
(sulu) + HSO-
4
(sulu)

Alkali suda parçalanarak çözünmüş hidroksit iyonları verir:

NaOHNa+
(sulu) + OH-
(sulu)

Ayrıca bakınız

Notlar

Referanslar

Kaynaklar

  • Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2000). Organik Kimya (İlk baskı). Oxford Üniversitesi Yayınları.
  • Finston, HL; Rychtman, AC (1983). Güncel Asit-Baz Teorilerine Yeni Bir Bakış . New York: John Wiley ve Oğulları.
  • Meyers, R. (2003). Kimyanın Temelleri . Greenwood basın.
  • Miessler, GL; Tarr, DA (1991). İnorganik Kimya .

Dış bağlantılar