Bir bazın veya asidin ne kadar kuvvetl-zayıf olduğunu anlamak için pH metre denilen bir ölçek kullanırız.
Ph metre renklerden oluşan bir ölçektir. 14 birime ayrılmıştır.0-7 arası kırmızı renklerden, 7-14 arası ise mavi tonlu renklerden oluşur. Yani 0-7 arası asitleri gösterirken, 7-17 arası bazları gösterir. 7 ise ne asit ne bazı yani nötr özelliği simgeler.
Asitlerin değerlikleriyle, kuvvetli ya da zayıf oluşları arasında doğrudan bir ilişki yoktur. Asitlerin molekül yapısı ile asitlik gücü arasındaki ilişkiler oldukçada karışıktır. Bununla beraber bir asit, iyonlarına ne kadar kolay ve ne kadar çok ayrılabiliyorsa o kadar kuvvetlidir.
Asitleri kendi aralarında kuvvetlilik bakımından şöyle sıralamak mümkündür.
1) Bir periyotta , elementlerin hidrojenli birleşiklerinin asitlik gücü , hidrojenin bağlı olduğu elementin elektronegatifliği arttıkça artar. Örneğin ; 2. Periyotta soldan sağa doğru sıralanan azot
oksijen ve flüorun hidrojenle oluşturdukları NH3 , H2O ve HF ‘ün asitlik güçleri NH3 < H2O < HF sırasında artar. Ancak , asitlik gücünün , hidrojenin bağlı olduğu elementin elektronegatifliğine paralel olarak artması kuralı , yalnızca aynı periyottaki elementlerin hidrojenli bileşikleri için geçerlidir.
2) Periyodik cetvelde bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe elementlerin atom yarı çapları artarken bu elementlerin hidrojenli bileşiklerinin asitlik gücü , hidrojenin bağlı olduğu elementin atom yarıçapı artıkça artar. Örneğin ; VIIA grubunda yukarıdan aşağıya sıralanan flüor klor , brom ve iyodun hidrojenle oluşturdukları asitlerin asitlik gücü HF < HCI < HBr < HI şeklinde değişir. Grupta yukarıdan aşağıya doğru elektronegatiflik azaldığından , elektronegatifliğe bağlı olarak asitlik kuvveti açıklanmaz.
3) Oksijenli inorganik asitlerde , oksijen sayısı artıkça H+ iyonunun koparılması kolaylaşır. Bu nedenle , daha fazla oksijen taşıyan aynı elementlerden oluşmuş asitlerde asitlik kuvveti artar.
Klor elementinin oluşturduğu oksijenli asitlerin kuvveti , HCIO , HCIO2 , HCIO3 , HCIO4 sırasıyla artar. Ancak , bu tür bir karşılaştırma HNO3 - HCIO3 - HIO3 gibi farklı elementlerden oluşmuş oksijenli asitler arasında yapılmaz.
Bazların da değerlikleriyle kuvvetli ya da zayıf oluşları arasında, doğrudan bir ilişki yoktur. Bazlar , çözeltilerinde iyonlarına ne kadar kolay ve çok ayrılabiliyorsa o kadar kuvvetlidir. Ancak bazlık gücündeki değişmeler, elementlerin periyodik özelliklerine göre aşağıdaki genellemelerle açıklanabilir.
1) Bir periyottaki elementlerden türeyen bazların bazlık gücü, bazı oluşturan elementin iyonlaşma enerjisi ( diğer bir tanımla elektronegatifliği ) arttıkça azalır. Çünkü, iyonlaşma enerjisi arttıkça , atomun elektron tutma gücü de artacak, -OH bağının kopması zorlaşacaktır. Periyodik sistemde soldan sağa doru gidildikçe iyonlaşma enerjisi arttığından, soldan sağa doğru sıralanan elementlerin oluşturdukları bazların bazlık gücü de azalır. Örneğin ; ikinci periyotta sıralanan N, O ve F elementlerinin oluşturdukları bileşiklerin bazlık gücü için, NH3 > H2O > HF sıralaması yapılabilir. Periyodik cetvelin üçüncü sıra elementleri olan Na , Mg ve Al elementlerinin oluşturduğu bazların bazlık gücü için de NaOH > Mg( OH )2 > Al( OH )3 sıralamasını yapmak uygundur.
2) Gruplarda aşağıya doğru inildikçe, iyonlaşma enerjisi (elektronegatifliği) azalır. Dolayısıyla aynı grup elementlerinin oluşturduğu bazlarda -OH bağının kopması aşağıya doru kolaylaşır, bazlık gücü artar. IIA grubunda yukarıdan aşağıya doru sıralanan Be, Mg, Ca, Sr ve Ba elementlerinin oluşturduğu bazların bazlık gücü, Be( OH )2 < Mg( OH )2 < Ca( OH )2 < Sr( OH )2 < Ba( OH )2 şeklinde değişir.
Asit ve bazların zayıf ya da kuvvetli olmaları iyonlaşma dereceleri ile açıklanabilir. Sulu çözeltilerinde HCI , HNO3 ve H2SO4 gibi asitler, tam olarak iyonlaştıklarından kuvvetli asit, tam olarak iyonlaşmayan NH3 zayıf bazdır.
Kaynak : http://arsivbelge.com/
