15.13:
Asit Gücü ve Moleküler Yapı
15.13:
Asit Gücü ve Moleküler Yapı
İkili Asitler ve Bazlar
Herhangi bir tesviye etkisinin yokluğunda, H-A bağ kuvveti periyodik tablodaki bir grup aşağıya düştükçe, hidrojenin ametaller (A) ile ikili bileşiklerinin asit mukavemeti artar. Grup 7A için, asitlik artış sırası HF < HCl < HBr < HI’dır. Benzer şekilde, grup 6A için, asit kuvvetinin artış sırası H2O < H2S < H2Se < H2Te’dir. Periyodik tablodaki bir sıra boyunca, ikili hidrojen bileşiklerinin asit kuvveti, metal olmayan atomun artan elektronegatifliği ile artar, çünkü H-A bağının polaritesi artar. Bu nedenle, ikinci satır boyunca artan asitliğin (bir protonun çıkarılması için) sırası CH4 < NH3 < H2O < HF;’dir; üçüncü sırada ise SiH4 < PH3 < H2S < HCl’dir.
Üçlü Asitler ve Bazlar
Hidrojen, oksijen ve bazı üçüncü elementlerden ((“E”) oluşan üçlü bileşikler, aşağıdaki resimde gösterildiği gibi yapılandırılabilir. Bu bileşiklerde, merkezi E atomu bir veya daha fazla O atomuna bağlanır ve O atomlarından en az biri, genel moleküler formül OmE(OH)n‘ya karşılık gelen bir H atomuna da bağlanır. Bu bileşikler, merkezi E atomunun özelliklerine bağlı olarak asidik, bazik veya amfoterik olabilir. Bu tür bileşiklerin örnekleri arasında sülfürik asit, O2S(OH)2, sülfüröz asit, OS(OH)2, nitrik asit, O2NOH, perklorik asit, O3ClOH, alüminyum hidroksit, Al(OH)3, kalsiyum hidroksit, Ca(OH)2 ve potasyum hidroksit, KOH bulunur.
Merkez atom E’nin elektronegatifliği düşükse, elektron çekiciliği düşüktür. Merkezi atomun oksijen atomu ile güçlü bir kovalent bağ oluşturma eğilimi azdır ve element ile oksijen arasındaki a bağı, oksijen ve hidrojen arasındaki b bağından daha kolay kırılır. Dolayısıyla bağ a iyoniktir, hidroksit iyonları çözeltiye salınır ve malzeme bir baz görevi görür —bu, Ca(OH)2 ve KOH içeren durumdur. Daha düşük elektronegatiflik, daha metalik elementlerin karakteristiğidir; dolayısıyla metalik elementler, tanımları gereği temel bileşikler olan iyonik hidroksitleri oluşturur.
Öte yandan, E atomu nispeten yüksek bir elektronegatifliğe sahipse, oksijen atomuyla paylaştığı elektronları güçlü bir şekilde çekerek nispeten güçlü bir kovalent bağ oluşturur. Oksijen-hidrojen bağı, bağ b, böylece zayıflatılır çünkü elektronlar E’ye doğru yer değiştirir. Bağ b polar olup, hidrojen iyonlarını çözeltiye kolayca salar, böylece malzeme bir asit gibi davranır. Yüksek elektronegatiflikler, daha metalik olmayan elementlerin karakteristiğidir. Böylece, metal olmayan elementler, oksiasitler adı verilen asidik−OH grupları içeren kovalent bileşikler oluşturur.
Merkez atom E’nin oksidasyon sayısını artırmak, bir oksiasitin asitliğini de arttırır çünkü bu, E’nin oksijenle paylaştığı elektronlar için çekiciliğini artırır ve dolayısıyla O-H bağını zayıflatır. Sülfürik asit, H2SO4 veya O2S(OH)2 (sülfür oksidasyon sayısı +6), sülfüröz asitten, H2SO3 veya OS(OH)2‘den (sülfür oksidasyon numarası +4) daha asidiktir. Benzer şekilde, nitrik asit, HNO3 veya O2NOH (N oksidasyon numarası = +5), nitröz asitten, HNO2 veya ONOH’den (N oksidasyon numarası = +3) daha asidiktir. Bu çiftlerin her birinde, merkez atomunun yükseltgenme sayısı, daha güçlü asit için daha büyüktür.
Karboksilik Asitler
Karboksilik asitler bir karboksil grubu içerir. Karboksilik asitler zayıf asitlerdir, yani suda % 100 iyonize olmazlar.
Karboksilik asit, oksiasitlerde olduğu gibi, karbon atomuna bağlanan ikinci oksijen O-H bağının polaritesini arttırdığı ve onu zayıflattığı için zayıf bir asit görevi görür. Ayrıca, proton kaybından sonra karboksil grubu, rezonans sergileyen karboksilat iyonuna dönüştürülür. Negatif yükü birkaç atom üzerinde yer değiştirdiği için, farklı rezonans yapıları karboksilat iyonunu stabilize eder.
Bu metin bu kaynaklardan uyarlanmıştır: Openstax, Chemistry 2e, Section 14.3: Relative Strengths of Acids and Bases ve Openstax, Chemistry 2e, Section 20.3 Aldehydes, Ketones, Carboxylic Acids, and Esters.