ASİT VE BAZLAR



Anorganik kimyada bileşikler asitler, bazlar, tuzlar ve oksitler olmak üzere dört gruba ayrılır.

Asit içerenler : Sirke (asetik asit), limon suyu (sitrik asit), tuz ruhu (hidroklorik asit), aspirin (asetil salisilik asit), akü (sülfürik asit), kezzap (nitrik asit) gazoz ve her türlü alkolsüz içecekler (karbonik asit)

Baz içerenler: Cam temizleme suyu (amonyak), sabun (sodyum hidroksit), kabartma tozu veya yemek sodası (sodyum bikarbonat), kireç suyu (kalsiyum hidroksit), çamaşır sodası (sodyum karbonat), deniz suyu, yumurta akı, kan.

ASİTLER VE BAZLARIN TANIMI
1. Arrhenius (Arenyus) Asit - Baz Tanımı

Arhenius, bileşikleri suyla etkileşimine göre asit veya baz olarak tanımlamıştır. Arrhenius'a göre;

Asit : Suda H+ iyonu oluşturacak şekilde ayrışan maddedir.

Asitler suda H+ oluşturduklarından suyun [H+] ni artırırlar.

Baz : Suda OH– iyonu oluşturacak şekilde ayrışan maddedir.

Bazlar suyun [OH–] ni artıran maddelerdir.

Arrhenius'e göre asitler HX , bazlar MOH genel formülüne sahiptir.

2. Bronsted Lowry Asit - Baz Tanımı

Bronsted ve Lowry asitleri ve bazları biraz daha genel anlamda tanımlamıştır. Bunlara göre;

Asit: Karşısındaki maddeye H+ verebilen

Baz: Karşısındaki maddeden H+ alabilen

(veya H+ bağlayabilen) maddedir.

Bronsted - Lowry'ye göre bir tepkimede bir asit-baz çifti tepkimeye girerek yeni bir asit baz çifti oluşturmaktadır. Girenler tarafında asit olan madde H+ iyonunu kaybederek baza; baz olan madde H+ kazanarak aside dönüşmektedir. Bu teoride aralarında H+ kadar fark olan asit- baz çiftine eşlenik (konjuge) asit-baz çifti denir.



3.Lewis(Livayz) Asit - Baz Tanımı

Brönsted-Lowry asit-baz tanımı da bir başka maddeyi referans alarak yapılan tanımdır. Daha genel bir asit-baz tanımı Lewis tarafından yapılmıştır. Lewis'a göre;

asit: elektron nokta yapısında elektron boşluğu bulunduran ve dolayısıyla elektron çifti bağlayabilen,

baz: elektron nokta yapısında ortaklanmamış elektron çifti bulunduran ve dolayısıyla elektron çifti verebilen maddedir. Negatif yüklü iyonlar genellikle Lewis bazı olarak davranır.

Asit ve Bazların Kuvveti
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.

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:

1. Hidrojenin bir a****lle oluşturduğu HX genel formülüne sahip bir asit molekülünde hidrojenle X arasındaki bağ ne kadar polar ise (X a****linin 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.

2. 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. Grupta yukarıdan aşağı doğru atomların hacimleri artar. Atom hacminin artması atom merkezleri arasındaki uzaklığı arttırır. Bu da H – X bağının zayıflamasına ve H – X molekülünün suda H+ ve X– şeklinde iyonlaşmasına neden olur. Sonuç olarak; atom hacminin artışının neden olduğu asitlik kuvvetindeki artış, elektronegatifliğin azalmasının neden olduğu asitlik kuvvetindeki azalmadan daha baskındır. Bu nedenle bir grupta bulunan HX türü bileşiklerin asitlik kuvveti grup içinde yukarıdan aşağı doğru artar. Örneğin; VIIA grubunun hidrojenli bileşiklerinin asitlik kuvvetleri;

HI > HBr > HCl > HF şeklindedir.

HX şeklinde bir asidin kuvvetinin periyodik cetvelde grup ve periyot içindeki değişimi H–O–Z genel formülü ile gösterilebilen oksi asitlerin (oksijen atomu içeren asitler) kuvveti Z elementinin elektronegatifliğine bağlıdır. Z' nin elektronegatifliği arttıkça, H–O bağındaki elektronları çekme eğilimi artar. Bu H-O bağının polarlığını arttırır ve molekülden H+ iyonunun kopmasını kolaylaştırır. Sonuç olarak; HOZ molekülünde Z' nin elektronegatifliği arttıkça molekülün asitlik kuvveti artar. Örneğin; Cl atomu, I atomundan daha elektronegatiftir. Öyleyse HOCl ve HOI asitlerinin kuvvetlilik sırası;

HOCl > HOI 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.


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 ****l hidroksitlerinin bazlık kuvveti ****lin elektronegatifliğine bağlıdır. ****lin elektronegatifliği ne kadar düşükse baz o kadar kuvvetlidir. Buna göre 3. periyot ****llerinin 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 ****llerinin bazlarının kuvvetleri

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

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.

Bazı asit ve bazların değerlikleri aşağıda verilmiştir.

Asidin formülü Asidin adı Değerliği

HCl Hidroklorik asit 1

HNO3 Nitrik asit 1

H2SO4 Sülfürik asit 2

H3PO4 Fosforik asit 3

H4P2O7 Pirofosforik asit 4



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

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)

****L OKSİTLERİN BAZLIK KARAKTERİ
****l oksitleri, su ile tepkimeye girerek ****l hidroksitleri oluşturur.

Bir ****l hidroksidin (MOH) baz olarak davranabilmesi için suda M+ ve OH– şeklinde iyonlaşması gerekir. Bunun için ****l ile oksijenin elektronegatiflik (veya iyonlaşma enerjisi) farkı fazla olmalıdır. O hâlde M ****linin iyonlaşma enerjisi ne kadar düşük ise ****l hidroksidin bazlık karakteri o kadar fazla olur. Bu nedenle iyonlaşma enerjisi düşük olan IA, IIA grubu ****llerin hidroksitlerinin tümü kuvvetli bazdır. Ancak grubun alt sıralarında bulunan, yani iyonlaşma enerjisi düşük ****llerin hidroksitleri üst taraftaki ****l hidroksitlerden daha güçlü bazdır. IIIA grubundaki ****llerin hidroksitlerinin bazlık karakterleri oldukça zayıftır.

A****L OKSİTLERİN ASİTLİK KARAKTERİ
Bir a****l oksidin (XmOn) su ile tepkimesinden oluşan bileşiği HOX şeklinde gösterilirse bileşikte elektronegatiflikleri yüksek olan X ve O a****lleri arasındaki bağda yük dağılımı azdır. Ancak elektronegatiflikleri farkı fazla olan H ve O atomları arasındaki bağda yük dağılımı daha çoktur. X a****linin elektronegatifliği arttıkça H – O bağındaki kutupluluk da artar. Bu da HOX'in suda H+ ve OX– şeklinde iyonlaşmasını kolaylaştırır. Yani a****l oksitlerinin ya da hidroksitlerinin asitlik karakteri a****lin elektronegatifliği arttıkça artar.


*************************


ASİTLER VE BAZLARIN GENEL ÖZELLİKLERİ
Asitlerin ortak özellikleri şunlardır.

1. Suda çözündüklerinde iyon oluştururlar. Bu nedenle asitlerin sulu çözeltileri az ya da çok elektrik akımını iletir.

2.Tatları ekşidir. Limonun ekşiliği içindeki sitrik asitten, sirkenin ekşiliği içindeki asetik asitten ileri gelir.

3.Boya maddelerine etki ederler. Örneğin; turnusol boyasının rengini kırmızıya dönüştürürken, fenolftalein boyasını renksizleştirirler.

4. Aktif ****llerle tepkimeye girerek hidrojen gazı oluştururlar.
Kaynakwh:
Bu tepkimeyi alkali ve toprak alkali ****llerin tümü ile Fe, Zn ve Al gibi soy olmayan ****ller verir.

Cu, Hg ve Ag gibi yarı soy ****llere yapısında oksijen bulunmayan HCl, HBr gibi asitler etki etmez. Bu ****llere HNO3 ve H2SO4 gibi kuvvetli asitler etki eder. Ancak bu tepkimelerde asitler asit olarak değil yükseltgen olarak etki eder. Yani bu tepkimelerde H2 gazı değil H2O oluşur. Au ve Pt gibi soy ****llere asitlerin hiçbiri yalnız başına etki edemez.

5. Karbonat ve bikarbonatlarla tepkimeye girerek CO2 gazı oluştururlar.

6. Bazlarla birleşerek tuz ve su oluştururlar. Bir asidin hidrojeni yerine ****l veya amonyum iyonunun geçmesiyle oluşan bileşiğe tuz denir. Bir asit bazla birleştiğinde hem asit hem de baz özelliklerini kaybeder. Bu nedenle asitlerle bazlar arasındaki tepkimelere nötrleşme tepkimesi denir.

Nötrleşme, gerçekte H+ ve OH– iyonlarının birleşerek H2O oluşturmaları olayıdır. Bu nedenle nötrleşmenin net iyon denklemi;

H+(suda) + OH–(suda) → H2O(s)

asit baz nötr şeklindedir.

Asitler, yalnız bazlarla değil, bazik oksitlerlerle (****l oksitlerle) de tuzları oluşturur.

7. Asit oksitlerin su ile tepkimeleriyle elde edilirler.

SO3(g) + H2O(s) → H2SO4(suda)

Bazların Özellikleri
1. Suda iyon oluşturarak çözünürler. Çözeltileri elektrik akımını iletir.

2. Tatları acıdır. Sabun köpüğünün acılığı yapısındaki sodyum hidroksitten, karabiberin acılığı yapısındaki piperidin bazından ileri gelir.

3. Boya maddelerine etki ederler. Kırmızı turnusolu mavi, renksiz fenolftaleini pempe yaparlar.Kaynakwh:

4. Amfoter ****llerle (Zn, Al, Pb, Sn...) tepkimeye girerek hidrojen gazı oluştururlar.

Al, Pb ve Sn da amfoter özellik gösterir. Bu elementlerin hem kendileri hem de oksitleri ve hidroksitleri amfoter özellik gösterir.

5. Elle tutulduklarında kayganlık hissi verirler. Sabunun, yumurta akının ve deniz suyunun kayganlıkları yapılarındaki bazlardan kaynaklanır.

6. Asitleri nötrleştirirler. Yani asitlerle veya asit oksitlerle tuzları oluştururlar.

7. ****l oksitlerin su ile tepkimesinden elde edilirler.

Suyun İyonlaşması, pH ve pOH
Arı su pratik olarak elektriği iletmez. Ancak duyarlı araçlarla yapılan iletkenlik ölçümleri, arı suyun çok az oranda da olsa elektriği ilettiğini göstermektedir. Buna göre, arı su çok düşük oranda da olsa iyonlarına ayrışmaktadır. 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

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.

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.

Asitler suda çözündüklerinde H+ iyonu oluşturur. Bu nedenle asit çözeltilerinin hidrojen iyonu derişimi arı suyunkinden (10–7 M) büyüktür. Bazlar suda OH– iyonu oluşturarak çözündüklerinden, baz çözeltilerinin hidroksit iyonu derişimleri 10–7 M dan büyüktür.

Asit çözeltileri için Baz çözeltileri için

[H+] > [OH–] [OH–] > [H+]

[H+] > 10–7 M [OH–] > 10–7 M

[OH–] < 10–7 M [H+] < 10–7 M

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.
[H+] = ax10–x M (1 ≤ a ≤ 10) olan bir çözeltinin pH' si x-loga' dır.

[H+] = 2x10–5 M olan asit çözeltisinin pH' si de

5–log2 = 5 – 0,3 = 4,7'dir. (0,3 sayısı 2'nin 10 tabanına göre logaritma cetvelinden alınan değeridir.)

Asitlerin pH değerleri 7'den küçük, bazların pH değerleri 7'den büyüktür. pH değeri 7'den küçüldükçe asitlik kuvvetlenir. pOH 7'den küçüldükçe bazlık kuvvetlenir. Nötr ortamın pH' si ise 7'dir. Bir çözeltinin pH ve pOH' si arasındaki ilişki şöyledir:



pH + pOH = 14



NÖTÜRLEŞME TEPKİMELERİ


Bir asit çözeltisine bir baz çözeltisi eklendiğinde yada tersi yapıldığında çözeltilerin asitlik bazlık özelliklerinde azalma olur. Eşit mol sayısında H+ ve OH— iyonları içeren çözeltiler karıştırıldığında çözeltilerin asitlik ve bazlık özellikleri tamamen kaybolur. Bu olaya nötürleşme denir. Nötrleşmenin iyon denklemi

H+ + OH-- → H2O dur.

Karıştırılan çözeltilerde asidin oluşturduğu H+ nin iyonunun mol sayısı, OH— iyonunun mol sayısına eşit değilse kısmi nötrleşme olur.

ise çözelti asidik

ise çözelti baziktir.

TUZLAR

1. Tuzlar iyon yapılı bileşiklerdir.

2. Suda iyonlaşarak çözündükleri için çözeltileri elektrik akımını iletir.

3. Katı halde elektrik akımını iletmezler. Ancak ısı etkisi ile eritilmiş halleri ile sulu çözeltileri elektrik akımını iletir.



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.


OKSİTLER
Elementlerin oksijenle yaptıkları bileşiklere oksit denir. Oksitlerde oksijenin değerliği (-2) dir. Oksijenin pozitif değerlik aldığı OF2 oksit olarak kabul edilmez. Oksitler özelliklerine göre 6 gruba ayrılır.

Asit oksitler:A****llerin oksitleri suda çözündüğünde asitleri oluşturur. Bu nedenle a****l oksitlere asit oksit denir. CO2, SO3, N2O5 gibi oksitler asidiktir.

Bazik oksitler: ****l oksitlerdir. Su ile ****l hidroksitleri oluşturur. Na2O, CaO, BaO gibi oksitler baziktir.

Nötr oksitler: Bazı a****l oksitleri( CO, N2O, NO gibi) su ile asit yada baz oluşturmaz. Bu tür oksitlere nötr oksit denir. Asitler, bazlar ve suyla tepkime vermezler.

Amfoter oksitler: Hem asitleri hem de bazları nötrleştirebilen oksitlerdir. ZnO, Al2O3, PbO, SnO, Cr2O3 gibi oksitler amfoter özellik gösterir.

Peroksitler: Oksijen yüzdesi yüksek olan oksitlerdir. Hidrojen peroksit(H2O2), sodyum peroksit (Na2O2) gibi.

Bileşik oksitler: Aynı elementin değişik değerlikli oksitlerinin oluşturduğu bileşiklerdir.

Fe3O4(manyetit), FeO ile Fe2O3 den oluşan bileşik oksittir.

I. I. BAZLAR
I. I. A. BAZIN TANIMI, BULUNUŞU, ELDESİ VE ÖZELLİKLERİ
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 (yansızlaşma) tepkimesidir; çünkü tepkime ürünü olan tuz artık ne asit, ne de baz özelliği taşıyan nötr ya da yansız bir bileşiktir.

1887’de Svante Arrhenius, sulu bir çözeltide iyonun var olduğu kuramını açıklarken, asit çözeltilerinin H + iyonları, baz çözeltilerinin de OH - iyonları içerdiğini belirtmişti.1923’te 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 (CH 3 – COOH), asetat iyonunu (CH 3 – COO) ya da eşlenik bazlarını karşılar. Amonyak (NH 3 ) da, NH 4 + asidinin karşıladığı bazdır.

NH 3 + H 2 O D NH 4 + + OH -
Baz bir molekül (CH 3 – NH 2 ya da metilamin ), ya da OH - , CH 3 – 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’in baz tanımına yeni bir şey eklemez.

ASİT – BAZ TEPKİMESİ (BRÖNSTED)
B + AH u BH + A
baz asit asit baz

Bazlar genel olarak molekülünde bir hidroksil grubu (OH ) ile en az bir ****l atomu bulunan bileşikler olarak tanımlar; bu nedenle kimyasal açıdan ****l hidroksitleri sayılır. Bunların çoğu suda çözünmeyen katı bileşiklerdir. Oysa bazıları, örneğin ****l atomları içermeyen amonyağın (NH 3 ) ve sodyum, potasyum gibi alkali ****llerin hidroksitleri suda kolayca çözünür. Sanayi açısından büyük bir önem taşıyan bu bazlara alkaliler denir. Alkali terimi , “kül” anlamındaki Arapça bir sözcükten türetilmiştir. Çünkü bu bileşikler eskiden odun ve bitki küllerinden elde edilirdi. Gerçekten de alkalilerin küllü suyu andıran kendine özgü, acımsı bir tadı vardır. Bu çözeltiler deriye kaygan bir izlenim bırakır ve baz belirteci olarak kullanılan kırmızı turnusol kağıdının rengini maviye dönüştürür.

Kostik (yakıcı) alkali denen en kuvvetli bazlar, büyük bir dikkatle ve sakınılarak kullanılması gereken çok tehlikeli maddelerdir. İnsanın üzerine sıçradığında giysilerini parçalayan ve derisini ateş ve kaynar su gibi yakan bu maddelerin kazayla yutulması da yemek borusunun ve midenin delinmesiyle, hatta ölümle sonuçlanan ağır yanıklara yol açar. Sanayide çok önemli uygulamaları olan bu bileşikler arasında en çok kullanılanları sodyum hidroksit (sudkostik ) potasyum hidroksit (potas kostik) kalsiyum hidroksit (sönmüş kireç ) ve amonyum hidroksittir. (amonyaklı su)
En önemli alkalilerden biri olan sudkostik beyaz renkli bir bileşiktir. Ya ince levha ve çubuklar halinde katı olarak ya da suda eritilerek sıvı halde satışa sunulur. Sabun yapımında ve reyon denilen yapay ipekli kumaşların üretiminde çok önemli bir ham madde olan sudkostik, ayrıca pamuk ipliklerine sağlamlık ve parlaklık kazandırmak amacıyla pamuklu dokuma sanayisinde de kullanılır.
Potaskostiğin sanayideki en önemli kullanım alanı arap sabunu ve öbür temizlik maddelerinin üretimidir. Sönmüş kireçten inşaat sanayisinde sıva, çimento ve badana yapımında, ayrıca asitli toprakları nötrleştirmek için tarımda yararlanılır. Yaygın ama yanlış bir adlandırmayla kısaca amonyak olarak bilinen amonyaklı su evlerde en çok kullanılan temizlik maddelerinden biridir. Bütün yağ ve kirleri çözen bu bileşik özellikle banyo küveti, lavabo ve cam temizleyicileri bileşimine katılır. Gene kısaca karbonat tozu olarak ya da karbonat olarak bilinen sodyum di karbonat oldukça zayıf bir alkalidir. Kabartma tozlarının ve bazı köpüklü içeceklerin yapımında kullanılır; midedeki fazla asidi giderdiği için mide yanmalarına ve arı sokmasından dolayı meydana gelen ağrıya karşı etkilidir.
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.
NASIL HAZIRLANIRLAR?
Bazlar çeşitli yollarla hazırlanır. Bu yöntemlerin başlıcaları arasında, NaOH ve KOH için alkali klorürlerin elektroliz yoluyla ayrışmaları amonyağın (NH 3 )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.