Asitler ve Bazlar

Asitler ve bazlar, tüm kimyasal maddeler arasında en çok tanınanmaddelerdir. Sirke, bir asetik asit çözeltisidir. Limon, portakal vepgreyfurt sitrik asit içerir. Antiasit tabletlerinde magnezyum hidroksit,insan idrarında amonyak, mide özsuyunda ise hidroklorik asit vardır.

Asitler ve bazlar kimya için de çok önemlidir. Metaller ve metaliçeren cevherler asit içerisinde hidrojen gazı vererek çözünürler.Bazlar örneğin, sodyum hidroksit, el sabunlarının yapımında,amonyak, azotlu gübrelerin üretiminde kullanılır.

Kimyada cereyan eden reaksiyonların büyük bir kısmını asit bazreaksiyonları oluşturur. Bir asit ile bazın reaksiyonuna nötralleşmed i B l itlik b l k ki ki ldenir. Bunların yanısıra, asitlik ve bazlık kimyacının kimyasalreaksiyonları yönetirken kullandığı en önemli araçlardan birisidir.Sulu çözeltilerle işlem yapılırken ortamın asitliğini değiştirmek veyaSulu çözeltilerle işlem yapılırken, ortamın asitliğini değiştirmek veyaasitliğini sabitlemek kimyacının en önemli görevlerinden birisidir.

Peki asit veya baz ne demektir?

Asit ve bazların tanımları bilimin gelişmesine paralel olarak zamanAsit ve bazların tanımları bilimin gelişmesine paralel olarak zamaniçerisinde sürekli değişmiş, her yeni tanımla, daha önce yapılan asit vebaz tanımın kapsamı genişletilmiştir.baz tanımın kapsamı genişletilmiştir.

En ilkel tanıma göre, asitler, tatları ekşi, metallere etki eden, tahrişedici özelliğe sahip olan ve mavi turnusol kağıdını kırmızı rengeedici özelliğe sahip olan ve mavi turnusol kağıdını kırmızı rengeçeviren maddeler; bazlar ise tatları acı, tahriş edici özelliğe sahipolan, metallerle etkileşmeyen, kırmızı renkli turnusol kağıdını maviy ğrenge çeviren maddelerdir.

Bu ilkel tanımı Arhennius daha da geliştirerek bilimsel hale getirmişg ş g şve yapısında H+ iyonu bulunduran maddelere asit, OH- iyonubulunduran maddelere de baz demiştir.

H+ + F- → HF Na+ + OH- → NaOH

H+ + Cl- → HCl K+ + OH- → KOHH + Cl → HCl K + OH → KOH

H+ + Br- → HBr Ca2+ + 2OH- → Ca(OH)2

Fakat bu tanım, yapısında H+ ve OH- iyonu bulundurmayan CO2 veNH3 gibi maddelerin sulu çözeltilerde göstermiş olduğu asit ve baz3 g ç g ş ğözelliklerini açıklamakta yetersiz kalmıştır. Bu nedenle, çözücüsistemine göre bir pH tanımı yapılmıştır.

Yani tanım, sulu çözeltide ortamın H+ derişimini artıran maddelereasit, OH- derişimini artıran maddelere baz denir şeklindegenişletilmiştir.

H2O ⇔ H+ + OH- (otoprotoliz)2 ( p )

CO2 + H2O ⇔ H2CO3 ⇔ H+ + HCO3-

NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH-

Bu bağlamda çözücüleri de üç gurup altında sınıflandırmakmümkündür,

1- Amfiprotik çözücüler: yani çözücünün bir otoprotoliz reaksiyonup ç y ç p yuyarınca asit ve baz türlerinin her ikisini birden ürettiği çözücülerdir.

Bu tür çözücüler amfoter özellik gösterirler.

H O H O H O+ OHH2O + H2O ⇔ H3O+ + OH-

C2H5OH + C2H5OH ⇔ C2H5OH2+ + C2H5O-

CH3COOH + CH3COOH ⇔ CH3COOH2+ + CH3COO-

NH + NH ⇔ NH + + NH -NH3 + NH3 ⇔ NH4+ + NH2

2- Bazik çözücüler: proton alabilen fakat proton veremeyenö ü ül di Ö ği i idi b ik bi ö ü üdüçözücülerdir. Örneğin piridin bazik bir çözücüdür.

+ H+

+

Bu tür çözücüler otoprotoliz olmazlarN

+ H+

N_H(piridinyum)

Bu tür çözücüler otoprotoliz olmazlar.

3- Aprotik çözücüler: yeterli asitlik veya bazlık gösteremeyenö ü ül di P t li l l ki d k d ö l i ktçözücülerdir. Protoliz olmazlar ve kimyada çok da önemleri yoktur,

çünkü bir çok asit ve baz karakterli maddeyi çözemezler.

Otoprotoliz sabitleri asit ve bazlarla ilgili olaylarda vehesaplamalarda önemli rol oynarlar (örneğin pH hesaplanması) Suluhesaplamalarda önemli rol oynarlar (örneğin, pH hesaplanması). Suluortamlarda yapılan hesaplamalarda Ksu denge sabiti ne kadarönemliyse, Kçözücü o kadar önemlidir.önemliyse, Kçözücü o kadar önemlidir.

Lowry-Bronsted, asit ve bazların katyon ve anyonlarını ve ayrıcaHSO - veya HCO - gibi asit veya baz olduğu belirsiz olan maddeleriHSO4 veya HCO3 gibi asit veya baz olduğu belirsiz olan maddelerikapsayacak şekilde bu tanımı daha da genişleterek, proton verebilentüm maddeleri asit, proton alabilen tüm maddeleri ise baz olarakptanımlanmıştır.

HCl + H2O ⇔ H3O+ + Cl–C 2O ⇔ 3O C

Asit1 + Baz1 ⇔ Asit2 + Baz2B t ki ld ğ d ğ h h t l k kl iBu tepkime soldan sağa doğru hemen hemen tam olarak gerçekleşir,fakat sağdan sola doğru ise neredeyse hiç gerçekleşmez. Bununanlamı HCl nin proton verme eğiliminin H3O+ nın proton vermeanlamı, HCl nin proton verme eğiliminin, H3O nın proton vermeeğiliminden daha fazla olduğudur. HCl asitken, Cl- iyonu ise bazdır.

Bu durumda doğal olarak asit baz konjuge (eşlenik) çiftlerioluşmuştur. Örneğin,oluşmuştur. Örneğin,

NH3 + H+ ⇔ NH4+ Turnusol maviye döner

reaksiyonunda NH4+ asit NH3 bazdır. NH4

+, NH3 çiftine ise asit bazkonjuge çifti denir.

Örneğin,

CH3COOH ⇔ CH3COO- + H+Turnusol kırmızıya döner

C 3COO ⇔ C 3COO

reaksiyonunda CH3COOH asit CH3COO- bazdır. CH3COOH,CH3COO- çiftine ise asit baz konjuge çifti denirCH3COO çiftine ise asit baz konjuge çifti denir.

Aynı şekilde (HCl, Cl-), (H2SO4, HSO4-), (HSO4

-, SO42-) vs. birbirinin

asit baz konjuge çiftleridir Hem asit hem de baz özelliği gösterenasit baz konjuge çiftleridir. Hem asit hem de baz özelliği gösterenmaddelere amfoter maddeler denir. Örneğin, su amfoter bir maddedir.

H O H+ + OH K 1 0 10 14H2O ⇔ H+ + OH- Ksu=1.0x10-14

Asit baz konjuge çifti (H2O, OH-), baz asit konjuge çifti (H2O, H+)

Konjuge çift

Asit        +        Baz      ⇔ Baz       +   AsitH2O OH- H3O+

Konjuge çift

HF + H2O ⇔ F– + H3O+

H2PO4– + OH– ⇔ HPO4

2– + H2ONH4

+ + CO32– ⇔ NH3 + HCO3

–

Lewis asit baz tanımı, kendisinden önceki tanımları da içine alacakve organik maddeleri de kapsayacak şekilde biraz daha genişletmişbir asit ve baz tanımıdır. Bu tanıma göre elektron çifti alabilen tümmaddeler asit, elektron çifti verebilen tüm maddeler bazdır.

B

F

F + N

H

H B

F

F N

H

H

Asit BazF H F H

Asit Baz

Bir Lewis asitinde, bazın vereceği elektron çiftini kabul edebilecekboş bir orbitalin bulunması gerekirboş bir orbitalin bulunması gerekir.

Proton (H+) Lewis asitine sadece en basit örnektir, Lewis asitlerikt t b l ğ b l bi k t d l küll i d koktet boşluğu bulunan bir çok atom yada molekülleri de kapsar.

Metal katyonlarının çeşitli ligantlarla oluşturduğu kompleks iyonlarLewis asit baz tepkimesi olarak da kabul edilebilir.

Co3++ 6 [H O] ⇔ Co(H O) 3+ (kobalt hekzahidrat kompleksi):

Co3++ 6 [H2O] ⇔ Co(H2O)63+ (kobalt hekzahidrat kompleksi)

Cu2+ + 4 [:NH3] → Cu(NH3)42+ (bakır tetramin kompleksi)

:

Fe3++ 6 [:C≡N:]- → Fe(:C≡N:)63- (Ferrisiyanür kompleksi)

Bir metal ile karbon monoksit arasındaki tepkimede metal atomlarıLewis asiti olarak davranırlar ve kompleks bileşik oluştururlar..

Ni + 4 [:C≡O:] → Ni([:C≡O:)4 (Nikel karbonil kompleksi)

Bu verilen asit-baz tanımların yanısıra,

Lux-Flood asit-baz tanımı, yüksek fırınlardaki tepkimeler yükseksıcaklıklarda oluşur. Böyle tepkimeler için su fazı söz konusu değildir.T ki i dd l i ö llikl i i t l i i ilTepkimeye giren maddelerin özelliklerini proton alışverişi ileaçıklamak mümkün olmaz. Bu tanıma göre oksit anyonu alabilenmaddeler asit oksit anyonu verebilen maddeler bazdırmaddeler asit, oksit anyonu verebilen maddeler bazdır.

CaO + SiO2→ CaSiO3

PbO + SO → PbSOPbO + SO3 → PbSO4

TiO2 + Na2S2O7 → Na2SO4 + TiOSO4

(Baz) (asit)Bu tanımların hepsi doğrudur ve kapsam açısından bir eksikliği

l k ltamamlamak üzere ortaya atılmıştır. Her hangi bir tanımına göreasit olan bir madde diğer tüm tanımlara göre de asittir. Tanımlarbirbirleriyle çelişemez Fakat kimyada en yaygın olarak kullanılanbirbirleriyle çelişemez. Fakat, kimyada en yaygın olarak kullanılantanım genellikle Lowry-Bronsted asit baz tanımıdır.

HNO3, H2SO4, HClO4, HCl sulu ortamda asitlikleri aynıdır (H3O+)

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4- (100% ayrışır) KA ∞

HNO3 + H2O → H3O+ + NO3- (100% ayrışır) KA ∞

Düzeylemeetkisi

Kuvvetli asitler sulu çözeltilerinde % 100 iyonlaşarak hidronyumi + +( ) kli d bi i l bil i l di

Kuvvetli asitleri sınıflandırmak için daha asidik çözücüler kullanılır.

iyonu, H3O+ veya H+(aq) şeklinde bir iyon oluşturabilen asitlerdir.Örneğin, HCl suda tamamen iyonlaşır.

HCl + H2O → H3O+(aq) + Cl–

(aq) veya

HCl → H+(aq) + Cl–

(aq) şeklinde yazılır.(aq) (aq) ş y

Çok az sayıda kuvvetli asit vardır, ancak bunlar kimya açısından çokönemlidir, çünkü bu asitler oldukça yüksek reaktiviteye sahip H+

(aq)önemlidir, çünkü bu asitler oldukça yüksek reaktiviteye sahip H (aq)iyonu kaynağını oluştururlar.

HCl (hidroklorik asit) HBr (hidrobromik asit) HI (hidroiyodik asit)HCl (hidroklorik asit), HBr (hidrobromik asit), HI (hidroiyodik asit),HNO3 (nitrik asit), H2SO4 (sülfürik asit), HClO4 (perklorik asit).

Ayrıca, suyla tepkime vererek kuvvetli asit üreten az sayıda ametaloksitleri örneğin SO ( ) + H O → H SO mevcutturoksitleri örneğin, SO3(g) + H2O → H2SO4 mevcuttur.

Çoğu asit ise zayıftır. Zayıf asitler genel olarak suda % 5 den dahaaz iyonlaşırlar yani karışımda fazla olan iyonlaşmamış asittir Azaz iyonlaşırlar, yani karışımda fazla olan iyonlaşmamış asittir. Azmiktarlarda H+

(aq) oluştuğu için, zayıf asitler fazla reaktif değildirler.

CH COOH + H O H O+ + CH COOCH3COOH + H2O ⇔ H3O+(aq) + CH3COO–

(aq) veya

CH3COOH ⇔ H+(aq) + CH3COO–

(aq) şeklinde yazılabilir.

SO2(g) + H2O ⇔ H2SO3 ⇔ H+(aq) + HSO3

–(aq)

Yukarıdaki tepkimelerde tepkime sadece dengeye ulaşıncayaYukarıdaki tepkimelerde, tepkime sadece dengeye ulaşıncayakadar yürüyebilir, genel olarak zayıf asidin % 95 den fazlasıiyonlaşmadan kalır.y ş

CH3COOH (asetik asit), HF (hidroflorik asit), HNO2 (nitröz asit),HCN (hidrosiyanik asit) C6H5COOH (benzoik asit) Zayıf asitlereHCN (hidrosiyanik asit), C6H5COOH (benzoik asit) Zayıf asitlereörnek olarak verilebilir.

Ayrıca, SO2(g) (kükürt dioksit), CO2(g) (karbon dioksit), ve NO(g) (azotmonoksit). SO3(g) (kükürt trioksit) ve N2O5(g) (diazot pentaoksit) gibi) 3(g) ( ) 2 5(g) ( p ) gbir kaç ametal oksit suda çözündüğünde kuvvetli asit oluştururlar. Çoksayıda metalik katyon asidiktir, yük/atom yarıçapı oranı yüksek olan

2 3 3Be+2, Al+3 ve Fe3+gibi metal katyonları daha asidiktir.

Kuvvetli bazlar sulu çözeltilerinde hidroksit iyonu, OH– ve birkatyon oluşturmak üzere %100 iyonlaşan bileşiklerdir. Bir kaç tanekuvvetli baz vardır, ancak çok reaktif bir iyon olan OH–

(aq) için çok iyik k t kil ttikl i d ki d k ö lidi l Ti ik i lkaynak teşkil ettiklerinden kimyada çok önemlidirler. Tipik iyonlaşmatepkimeleri,

N OH N + + OHNaOH(aq) → Na+(aq) + OH–

(aq)

Na2O(aq) + H2O → 2Na+(aq) + 2OH–

(aq)

NaOH (sodyum hidroksit), KOH (potasyum hidroksit), Ba(OH)2(baryum hidroksit), alkali metal oksitler ve çözünürlüğü yüksek olan

k lk li k i l ö ği N O ( d k i ) K O (toprak alkali oksitler, örneğin, Na2O (sodyum oksit), K2O (potasyumoksit), BaO (baryum oksit) kuvvetli bazlara örnek olarak verilebilir.

Bazların büyük çoğunluğu zayıftır. Tıpkı zayıf asitlerde olduğu gibi,zayıf bazlar da genel olarak sulu çözeltilerinde %5 ten daha az orandazayıf bazlar da genel olarak sulu çözeltilerinde %5 ten daha az orandaiyonlaşırlar. Sulu çözeltileri oldukça düşük derişimde OH–

(aq)içerdiğinden zayıf bazlar fazla reaktif değillerdir.içerdiğinden zayıf bazlar fazla reaktif değillerdir.

NH3 + H2O ⇔ NH4+

(aq) + OH–(aq)

CH3NH2 + H2O ⇔ CH3NH3+

(aq) + OH–(aq)

Cu(OH)2(k) ⇔ Cu2+(aq) + 2OH–

(aq)( )2(k) (aq) (aq)

CuO(k) + H2O ⇔ Cu2+(aq) + 2OH–

(aq)

Y k d ki t ki l d t ki d d lYukarıdaki tepkimelerde, tepkime sadece dengeye ulaşıncayakadar yürüyebilir, genel olarak zayıf bazın %95 den fazlasıiyonlaşmadan ortamda kalır Mg(OH)2 (magnezyum hidroksit) MgOiyonlaşmadan ortamda kalır. Mg(OH)2 (magnezyum hidroksit), MgO(magnezyum oksit), Cu(OH)2 (bakır(II) hidroksit), amonyak (NH3),CH3NH2 (metil amin) ve sodyum bikarbonat (NaHCO3) zayıf bazlara3 2 3örnek olarak verilebilir.

Ayrıca, kuvvetli asitlerin, yine kuvvetli asit olan çözücüleriçerisindeki çözeltileri çok yüksek proton verme yeteneğineç ç ç y p y ğsahiptir. Bu nedenle böyle çözeltilere süper asit denir. Örneğinantimon pentaflorürün hidrojen florür veya florosülfürik asit içindekiçözeltilerine süper asit denir.

SbF5 + 2HF → SbF + H2F+5 2

Süper asitler protona karşı ilgisi az olan hidrokarbonlara bile protonverebilir. Süper asitler, C12, Br2, CO ve Xe gibi proton ilgisi çokp , 2, 2, g p g çdüşük bileşikleri bile protonlayabilir.

Tüm asit ve bazların, ister kuvvetli ister zayıf olsun suluTüm asit ve bazların, ister kuvvetli ister zayıf olsun suluçözeltileri az veya çok elektriği iletirler. Yani asit ve bazlarelektrolit çözeltileri oluştururlar. Kuvvetli asit ve bazların çözeltilerikuvvetli elektrolit, zayıf asit ve bazların çözeltileri ise zayıfelektrolitler olarak adlandırılır. Asitler ve bazların kuvvetleri en iyiL B t d i t i ö t l bili A ğ d ki t bl dLowry-Bronsted sistemine göre tanımlanabilir. Aşağıdaki tablodaasitlik kuvvetleri sıralanmıştır.

rtar B

aztli

kar lık

artA

sitar

Bileşiklerin molekül yapılarıyla asitlik kuvvetleri arasında yakınbi ili ki tt B ili ki i kl k i i itl hid ü tü übir ilişki mevcuttur. Bu ilişkiyi açıklamak için asitler, hidrür türüasitler ve oksiasitler olarak iki sınıfta incelenirler.

Hidrür türü asitler: hidrojenin bir başka elementle yaptığı HCl, HF,H2S vs. kovalent bileşiklerdir ve asidik özellik gösterirler. Birelementin hidrürünün asitlik kuvveti iki faktöre bağlıdır Birincisielementin hidrürünün asitlik kuvveti iki faktöre bağlıdır. Birincisielementin elektronegatifliği, ikincisi ise atomun büyüklüğüdür.

El kt tifliği tki i bi i tt ki t bü üklüğü üElektronegatifliğin etkisi bir periyottaki, atom büyüklüğününetkisi ise bir guruptaki hidrürler karşılaştırılarak görülebilir.

Aynı periyottaki elementlerin hidrürlerinin asitlik kuvvetleri tıpkıelektronegatiflik gibi bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe artar.Elektronegatifliği yüksek olan elementler hidrojenin elektronunuElektronegatifliği yüksek olan elementler, hidrojenin elektronunukuvvetle çekerek protonun açığa çıkmasına yardımcı olur.Elektronegatifliği N < O < F olan elementlerin hidrürlerining ğasitlikleri, NH3 < H2O < HF olacaktır.

Aynı şekilde, Elektronegatifliği P < S < Cl olan üçüncü periyotelementlerinin hidrürlerinin asitlikleri, PH3 < H2S < HCl olacaktır.elementlerinin hidrürlerinin asitlikleri, PH3 H2S HCl olacaktır.

Aynı gurupta bulunan elementlerin hidrürlerinin asitlik kuvvetleri,guruptan aşağıya doğru gidildikçe yani atomun büyüklüğü arttıkçaguruptan aşağıya doğru gidildikçe, yani atomun büyüklüğü arttıkçaartar. VIA ve VIIA gurubu elementlerinin hidrürlerinin asitlikkuvvetleri,

H2O < H2S < H2Se < H2Te

HF HCl HB HIHF < HCl < HBr <HI

Şeklindedir. Bunun nedeni, atom yarıçapı büyüdükçe bağın iyonikkarakterinin artması ve hidrürün protonu daha kolay bırakmasıdır.

Oksiasitler: oksiasitler H – O – Z yapısına sahiptir. Oksiasitlerdekia b y p pasitliği sağlayan protonunun ne ölçüde gevşek olacağı Z atomununelektronegatifliğine bağlıdır. Eğer Z atomunun elektronegatifliğidü ük i b b ğ k ij h ki l k bil ik b (OH ) ö lliğidüşük ise, b bağına oksijen hakim olacak ve bileşik baz (OH-) özelliğigösterecektir. Örneğin, NaOH, KOH vs. böyle bileşiklerdir.

Eğer Z atomu elektronegatifliği yüksek olan bir ametal atomu ise, bbağı iyonik olmayıp kuvvetli kovalent bir bileşik olacaktır. Bununbağı iyonik olmayıp kuvvetli kovalent bir bileşik olacaktır. Bununsonucunda proton bileşikten daha kolay ayrılacak ve asidik özellikgösterecektir. Elektronegatifliği I < Br < Cl şeklinde olanelementlerin oksi asitleri HOI < HOBr < HOCl sırasına göre asitlikgösterirler. Görüldüğü gibi en elektronegatif olan hipokloröz asitdiğerlerinden daha kuvvetlidirdiğerlerinden daha kuvvetlidir.

Bazen Z atomuna başka oksijenler de bağlanır. H – O – Z – O

O|

Bazen Z atomuna başka oksijenler de bağlanır. H O Z O

Bu elektronegatif atomlar Z üzerindeki elektronları kendilerineçekerek Z atomunu daha pozitif yaparlar Bu pozitiflik Z atomununçekerek Z atomunu daha pozitif yaparlar, Bu pozitiflik, Z atomununhidrojene bağlı olan oksijeni daha fazla çekmesine neden olur vedaha az çekilen proton oksijenden daha kolay ayrılır ve asitliğinp j y y ğkuvveti artar.

HNO HNO HOCl HOClO HOClO HOClO

O|

O|

HNO2 < HNO3 veya HOCl < HOClO < HOClO < HOClO

O|

Bir periyotta bulunan elementlerin oluşturdukları bileşiklerinbazlık karakteri ise soldan sağa doğru azalır 2 periyottakibazlık karakteri ise soldan sağa doğru azalır. 2. periyottakielementlerin oluşturdukları, NH3, H2O, HF için bazlık karakteri,

NH > H O > HFNH3 > H2O > HF

şeklindedir.

Bir periyotta bulunan metal hidroksitlerinin bazlık kuvvetimetalin elektronegatifliğine bağlıdır. Metalin elektronegatifliği nekadar düşükse baz o kadar kuvvetlidir. Buna göre 3. periyotmetallerinin bazlık kuvveti,

NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3

şeklinde sıralanır. Aynı grupta bulunan elementlerinşeklinde sıralanır. Aynı grupta bulunan elementlerinelektronegatiflikleri yukarıdan aşağıya doğru azaldığı için, buelementlerin oluşturduğu bazların kuvveti yukarıdan aşağıya artar.

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

Ayrıca, metal oksitleri su ile tepkimeye girerek metali i ihidroksitleri oluşturur.

Bir metal hidroksitin (MOH) baz olarak davranabilmesi için suda M+

ve OH– şeklinde iyonlaşması gerekir. Bunun için metal ile oksijeninelektronegatiflik farkının büyük olması gereklidir. Yani, M metalinini onlaşma enerjisi ne kadar düşük ise metal hidroksitin ba lıkiyonlaşma enerjisi ne kadar düşük ise metal hidroksitin bazlıkkarakteri o kadar büyük olur.

B d l i l ji i dü ük l IA IIA b ll iBu nedenle iyonlaşma enerjisi düşük olan IA, IIA grubu metallerinhidroksitlerinin tümü kuvvetli bazdır. Ancak grubun alt sıralarındabulunan yani iyonlaşma enerjisi düşük olan metallerin hidroksitleribulunan, yani iyonlaşma enerjisi düşük olan metallerin hidroksitleriüst taraftaki metal hidroksitlerden daha güçlü bazdır.

CsOH > RbOH > KOH > NaOH > LiOH > H O şeklindedirCsOH > RbOH > KOH > NaOH > LiOH > H2O şeklindedir.

IIIA grubundaki metallerin hidroksitlerinin bazlık karakterlerild k foldukça zayıftır.

Bir iyonun H3O+ (veya H+) veya OH- oluşturmak üzere su iletepkimeye girmesine hidroliz denir. Bu tür tepkimeler aslındatepkimeye girmesine hidroliz denir. Bu tür tepkimeler aslındaBronsted-Lowry asit baz tepkimeleridir. Su içerisinde asit veya bazolarak davranan türler hidroliz tepkimesine girerler.

B- + H2O ⇔ HB + OH-

CH COO- + H O ⇔ CH COOH + OH-CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH-

Baz1 Asit1 Asit2 Baz2VVeya

AH+ + H2O ⇔A + H3O+

NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+

Asit Baz Baz AsitAsit1 Baz1 Baz2 Asit2

Zayıf bir asitin anyonu veya zayıf bir bazın katyonu ancak hidrolizl bili K tli bi iti k tli bi b k tolabilir. Kuvvetli bir asitin anyonu veya kuvvetli bir bazın katyonu

hidroliz olmaz. Bunun nedeni asit ve bazların denge sabitleridir.

Zayıf asit ve bazların hidroliziyle ilgili geniş bilgiler ve hesaplamayöntemleri, iyonik dengeler kısmında detaylı bir şekilde verilecektir.yöntemleri, iyonik dengeler kısmında detaylı bir şekilde verilecektir.

Metal iyonları sulu çözeltilerinde hidratize olurlar, yani metaliyonlarının etrafına su molekülleri koordine olarak kompleks iyonlariyonlarının etrafına su molekülleri koordine olarak kompleks iyonlaroluştururlar.

Cr3+ + 6H O ⇔ Cr(H O) 3+Cr3+ + 6H2O ⇔ Cr(H2O)63+

Co3+ + 6H2O ⇔ Co(H2O)63+

Bu iyonların bazıları hidroliz olurlar,

Zn2+ + H O ⇔ ZnOH+ + H+Zn + H2O ⇔ ZnOH + H

Zn(H2O)62+ + H2O ⇔ H3O+ + Zn(H2O)5

2+OH-

Genellikle, + yükü fazla ve boyutu küçük olan iyonlar daha kolayhidroliz olurlar. Fakat metal hidroliz dengeleri diğer hidrolizd l i k d i i i l diği d bi k hid li d bitidengeleri kadar iyi incelenmediğinden, bir çok hidroliz denge sabitibilinmez, bu nedenle hesaplamaları sağlıklı bir biçimde yapılamaz.

Ayrıca, bazı kuvvetli ve zayıf asitler birden fazla iyonlaşabilir proton(poliprotik asitler) ve bazı kuvvetli ve zayıf bazlar birden fazla(poliprotik asitler) ve bazı kuvvetli ve zayıf bazlar birden fazlaiyonlaşabilir hidroksil iyonu içerirler (poliekivalent bazlar). H2SO4,H2C2O4, Al(OH)3, Ca(OH)2 vs.H2C2O4, Al(OH)3, Ca(OH)2 vs.

H3PO4 ⇔ H+ + H2PO4- Ka1

H2PO4- ⇔ H+ + HPO4

2- Ka2

HPO 2 H+ + PO 3 KÇok protonlu asit

HPO42- ⇔H+ + PO4

3- Ka3

H3PO4 ⇔3H+ + PO43- KT = Ka1.Ka2.Ka3

CO32- + H2O ⇔ HCO3

- + OH- Kb1

HCO3- + H2O ⇔ H2CO3 + OH- Kb2 Çok hidroksitli baz

CO32- + 2H2O ⇔ H2CO3 + 2OH- KT=Kb1.Kb2