ARRENIUS KURAMI Arrhenius kuramına göre, sulu çözeltide iyonlaşarak hidronyum iyonu, (aq), oluşturan maddelere asit; sulu çözeltide iyonlaşarak hidroksit, - (aq), oluşturan maddelere baz adı verilir. CMU, Egitim Fakültesi www.sakipkahraman.wordpress.com ASITLER VE BAZLAR Bir asidin kuvvetliliği, o asidin belirli derişimdeki sulu çözeltisinde bulunan (aq) derişimi cinsinden tanımlanır. Bir bzaın kuvvetliliği de, benzer şekilde o bazın belirli derişimdeki sulu çözeltisinde bulunan - (aq) derişimine bağlıdır. ARRENIUS KURAMI Arrhenius, kuvvetli bir elektrolitin, sulu çözeltisinde iyonlar halinde, buna karşılık zayıf bir elektrolitin kısmen iyon, kısmen molekül halinde bulunduğunu ileri sürmüştür. Cl, suda çözündüğünde, Cl molekülleri tamamen iyonlarına ayrılır ve ürünlerden biri hidrojen iyonu,, dur. ARRENIUS KURAMI Na bazı suda çözündüğü zaman da katı halde mevcut olan Na ve - iyonları su moleküllerinin etkisiyle birbirlerinden ayrılırlar. 2 Na (k) Na (aq) - (aq) Cl ve Na in nötürleşme tepkimesi iyonik bir tepkimeyle gösterilebilir. 2 Cl (g) (aq) Cl - (aq) (aq) Cl - (aq) Na (aq) - (aq) Na (aq) Cl - (aq) 2 (s) ARRENIUS KURAMI ARRENIUS KURAMI (aq) - (aq) 2 (s) Arrhenius kuramının temelini oluşturan yukarıdaki eşitlik; nötürleşme tepkimesi, hidrojen ve hidroksit iyonlarının su vermek üzere birleşmesidir. Arrhenius ilk başarılarına ve hala kullanılabilir olmasına rağmen, sınırlı bir kuramdır. Bu kuramın açıklamakta başarısız olduğu konulardan birisi amonyağın (N 3 ) baz olarak davranmasıdır. Arrhenius kuramına göre bütün bazlar - iyonu içermelidir. ysa N 3 te - iyonu yoktur. 1
ARRENIUS KURAMI Kimyacılar bu açmazdan kurtulmak için, sulu amonyak çözeltilerinin amonyum hidroksit, N 4, bileşiğini içerdiğini ve bu zayıf bazın kısmen N 4 ve - iyonlarına ayrıştığını düşünmeye başladılar. N 3(g) 2 (s) N 4 (aq) N 4 (aq) N 4 (aq) - (aq) ysa sulu çözeltilerde N 4 bileşiğinin varlığını gösteren hiçbir kanıt yoktur. BRNSTED-LWRY KURAMI 1923 yılında J.N. Bronsted Danimarka'da ve T.M. Lowry İngiltere de birbirlerinden habersiz olarak yeni bir asit baz kuramı önerdiler. Bu kurama göre, proton veren madde asit, proton alan madde bazdır. N 3 2 0 N 4 - Baz Asit Tepkimesinde 2 bir asittir ve verir. Bu iyonunu bir baz olan N 3 alır. BRNSTED-LWRY KURAMI BRNSTED-LWRY KURAMI N 3(aq) zayıf bir baz olduğundan bir önceki tepkimenin tersi de yazılabilir. Bu yeni tepkimede N 4 bir asit ve - bir bazdır. N 4 - N 3 2 0 Tersinir bir tepkime çift okla gösterilir N 3 2 0 N 4 - Asit (1) Asit (2) Asit (2) Baz (1) Burada N 3 /N 4 çifti «(1)», 2 / - çifti «(2)» ile işaretlenmiştir. Bu çiftlere eşlenik çiftler denir. N 3 bir proton aldığı için bazdır ve onun proton almış şekli olan N 4, N 3 ün eşlenik asididir. Benzer şekilde 2 bir asit ve - onun eşlenik bazıdır. BRNSTED-LWRY KURAMI BRNSTED-LWRY KURAMI N 3 2 0 N 4 - Tepkimesi için denge sabiti eşitliği; K c = N 4 [ ] N 3 [ 2 ] Bununla birlikte, sulu amonyak çözeltisinde 2 molekülleri; N 3 molekülleri, N 4 ve - iyonlarına göre daha fazla sayıda olup, çözücü olan su aktifliği 1 olan saf sıvıdır. Bu nedenle denge sabiti ifadesinde 2 0 derişimi yer almaz. K b = N 4 [ ] = 1,8x10-5 N 3 Denge sabiti K b ye baz iyonlaşma sabiti denir. Asetik asidin iyonlaşması; C 2 3 2 2 C 2 3 2-3 Asit (1) Baz (2) Baz (1) Asit (2) Burada asetat iyonu C 2 3 2-, asetik asidin C 2 3 2 eşlenik bazıdır. 2 bu kez baz olarak davranmaktadır. K a = C 2 3 2 [ 3 ] C 2 3 2 = 1,8x10-5 Buradaki denge sabiti K a, asit iyonlaşma sabiti olarak tanımlanır. 2
BRNSTED-LWRY KURAMI Cl ün iyonlaşması da asetik asidin iyonlaşmasına benzer şekilde gösterilebilir. Bu durumda, K a çok büyük olduğundan (yaklaşık 10 6 ), Cl in iyonlaşması tamamlanan tepkime olarak tanımlanır. Cl 2 Cl - 3 Asit (1) Baz (2) Baz (1) Asit (2) BRNSTED-LWRY KURAMI Arrhenius kuramına göre asit olan bir madde Lowry- Bronsted kuramına göre de asittir. Aynı şey bazlar için de geçerlidir. Cl - gibi bazı türler, yapılarında - grubu taşımasalar bile, sulu çözeltide - iyonu verirler. Böyle tanecikler birer Bronsted-Lowry bazıdırlar. Cl - 2 Cl - Baz (1) Asit (2) Asit (1) Baz (2) em asit hem de baz gibi davranan maddeler, Bronsted-Lowry kuramında amfoter maddeler adını alırlar. Arrhenius amfoterlik özelliğini açıklayamamaktadır. BRNSTED-LWRY KURAMI SUYUN IYNLAŞMASI VE P EŞELI Cl kuvvetli bir asit olduğundan, sulu çözeltide tamamen iyonlaşarak 2 molekülüne proton verir. Aynı zamanda Cl - çok zayıf bir baz özelliğindedir ve Cl nin eşlenik bazı olup 3 dan bir proton alma isteği çok azdır. Buna göre; Bir asit-baz tepkimesinde, yeğlenen tepkime daha kuvvetli olandan daha zayıf olan eşlenik asit-baz çiftine doğrudur. Cl - Cl - 2 Su, çok saf olsa bile duyarlı elektrik ölçümleri ile saptanabilen, çok küçük derişimlerde iyonlar içerir. Bu gözlem, bazı su moleküllerinin proton vermesinden ve bazılarının da proton almasından ileri gelir. Bu olaya suyun kendi kendine iyonlaşması adı verilir. SUYUN IYNLAŞMASI VE P EŞELI SUYUN IYNLAŞMASI VE P EŞELI Suyun kendi kendine iyonlaşmasında, bir su molekülü asit gibi davranarak, baz gibi davranan başka bir su molekülüne proton verir ve böylece hidronyum iyonu, 3, ve hidroksit iyonu, -, meydana gelir. 3 sudan daha kuvvetli bir asit ve - sudan daha kuvvetli bir baz olduğu için geriye doğru olan tepkime daha kolay yürür. Yani denge sol tarafa daha yatkındır. 2 2 3 - K= [ 3 ][ - ] Saf suda [ 3 ] ve [ - ] birbirine eşittir. Çeşitli deneyler sonucunda saf sudaki[ 3 ] ve [ - ] değerlerinin 25 0 C de 1,0x10-7 M olduğu bulunmuştur. 2 2 3-3
SUYUN IYNLAŞMASI VE P EŞELI 25 0 C de saf su içerisinde: [ 3 ]=[ - ]= 1,0x10-7 M Suyun kendi kendine iyonlaşmasının denge sabitine su iyonları çarpımı denir ve K su ile simgelenir. 25 0 C de, SUYUN IYNLAŞMASI VE P EŞELI 2 2 ısı 3-25 0 C de saf suda [ 3 ]=[ - ] olduğundan; K su = [ 3 ][ - ]= 1,0x10-14 K su = [ 3 ]=[ - ]= 10-7 x 10-7 = 10-14 K su bir denge sabiti olduğundan dolayı, hidronyum ve hidroksit iyonlarının derişimlerinin çarpımı her zaman 10-14 e eşittir. Eğer, bir asit ilavesiyle [ 3 ] derişimi arttırılırsa K su değeri sabit kalmak üzere [ - ] derişimi azalır. 3 > 10-7 > - Asidik çözelti p < 7 < p 3 = 10-7 = - Nötr çözelti p = p = 7 3 < 10-7 < - Bazik çözelti p > 7 > p SUYUN IYNLAŞMASI VE P EŞELI Sıcaklık artışı ile suyun molar derişim oranı doğal olarak azaldığı gibi, iyonlaşma derecesi de artar. Bu nedenle, suyun hidronyum ve hidroksil iyonları derşimi ortam sıcaklığına göre değişir. Ancak su her sıcaklık derecesinde nötrdür. Suyun 25 0 C de nötr noktası p 7 de iken 37 0 C deki nötr noktası p 6.78, 50 0 C de nötr noktası ise p 6.53 tür. P VE P Çarpımları 1,0x10-14 değerine eşit olan [ 3 ]ve [ - ] derişimleri genellikle çok küçük değerlerdir. Bu durumda derişimler için logaritmik gösterim daha uygun olacaktır. 1909 yılında Danimarkalı kimyacı Soren Sorensen «hidrojen iyonu potansiyeli anlamında, p terimini ortaya attı ve bu terimi [ ] nin eksi logaritması olarak tanımladı. Günümüzde p, [ 3 ] nin eksi logaritması diye bilinmektedir. P VE P P VE P p = -log [ 3 ] Buna göre, 0,025 M Cl çözeltisinin derişimi ve p değeri [ 3 ]= 2,5x10-3 M ve p= -log(2,5x10-3 ) = 2,60 K su nun eksi logaritması alınabilir ve pk su şeklinde ifade edilebilir. K su = [ 3 ][ - ] = 1,0x10-14 -log K su = -(log [ 3 ][ - ]) = -log(1,0x10-14 ) pk su = -(log [ 3 ] log [ - ]) = -(-14,00) p = -log [ - ] pk su = -log [ 3 ] log [ - ] = 14,00 pk su = p p =14,00 4
P VE P pk su = p p =14,00 P VE P [ 3 ]=[ - ] olan sulu çözelti nötraldir. Saf suda 25 0 C de [ 3 ]=[ - ]=1,0x10-7 M ve p= 7,00 dır. Böylece, 25 0 C de p= 7,00 olan tüm sulu çözeltiler nötürdür. Eğer p, 7,00 dan küçük ise çözelti asidik, p 7,00 dan büyük ise çözelti bazik ya da alkalidir. KUVVETLI ASITLER VE BAZLAR KUVVETLI ASITLER VE BAZLAR Cl seyreltik sulu çözeltilerinde hemen hemen tamamen iyonlaşır. Cl 2 Cl - 3 Suyun kendi kendine iyonlaşması ancak belli bir sınıra kadar olduğundan kuvvetli asitlerin çözeltilerindeki 3 nun hemen tümüyle kuvvetli asitten geldiğini kabul edebiliriz. Çözelti aşırı seyreltik değilse suyun iyonlaşmasından ileri gelen 3 iyonlarını ihmal ederiz. Başlıca kuvvetli bazlar iyonik yapıdaki hidroksitlerdir. Bu bazlar suda çözündükleri zaman, 2 molekülleri bazın katyon ve anyonlarını ( - ) birbirinden tamamen ayrıştırır. Suyun kendi kendine iyonlaşması çok sınırlıdır ve bu iyonlaşmadan gelen - iyonu ihmal edilebilecek kadar azdır. Çözelti çok seyreltik olmadıkça kuvvetli baz çözeltisindeki [ - ] derişimi bazdan gelen - iyonları derişimine eşit kabul edilir. KUVVETLI ASITLER VE BAZLAR Elimizde %100 iyonlaşan 0,1M Cl çözeltisi ve kısmen iyonlaşan 0,1M C 3 C çözeltisi olsun, bunlardan hangisi kuvvetli asittir? Laboratuar koşullarında yapılan bir deneyde; 0,1 M Cl çözeltisinin p sı yaklaşık olarak 1,2 0,1 M C 2 3 2 çözeltisinin p sı yaklaşık olarak 2,8 olarak belirlenmiştir. Buradan aynı molariteye sahip olan iki asit çözeltisinin farklı p lara sahip olduğu görülmektedir. Bir asidin moleritesi, çözeltiye konulmuş olan asidin miktarını gösterdiği halde [ 3 ] ve p çözelti içindeki iyonlaşmayı gösterir. 5
Kuvvetli bir asit olan Cl nin suda tümüyle iyonlaştığı kabul edilirken zayıf bir asit olan C 2 3 2 in iyonlaşması tersinirdir ve bir denge konumuna ulaşır. C 2 3 2 2 3 C 2 3 2 - Nasıl ki [ 3 ] derişimini kısaca p şeklinde gösteriyorsak, K denge sabitini de pk şeklinde gösterebiliriz (pk = -logk). pka = -log Ka = -log(1,8x10-5 ) = -(-4,74) = 4,74 Tepkimesinin denge sabiti; K a = 3 [C 2 3 2 ] = 1,8x10 5 [C 2 3 2 ] Bir çok zayıf asit, asetik asitle aynı yapısal özelliğe sahiptir. Başka bir değişle; C grubu molekülün bir parçasıdır. Size aksi verilmedikçe yanda verilen kuvvetli asitleri bilmeniz yeterlidir. nların dışında kalanlar zayıf asitlerdir. Yaygın Kuvvetli Asitler Cl Br I Cl 4 N 3 2 S 4 * * 2S4 iki ayrı basamakta iyonlaşır. Yalnızca birinci basamağı kuvvetli asit gibi davranır. İlk bakışta zayıf bazları belirlemek, zayıf asitleri belirlemekten daha zor görünebilir. Asitlerdeki formül önüne yazılan gibi, bazlarda bazlığı gösteren belirgin bir element yoktur. Ancak, yanda verilen bazlara bakıldığında pridin hariç diğerlerinin amonyağa benzediği görülmektedir. Dietilamin (C 2 5) 2N 20 (C 2 5) 2N 2 - Etilamin C 2 5N 2 20 C 2 5N 3 - Amonyak N 3 20 N 4 - idroksilamin N 2 20 N 3 - Pridin C 5 5N 20 C 5 5N - Anilin C 6 5N 2 20 C 6 5N 2 - Bu zayıf bazlarda amonyaktaki atomlarından biri C 6 5, C 2 5, veya C 3 gibi gruplardan biri ile yerdeğiştirmiştir. Sizce zayıf asitler ya da bazlar kendi aralarında kuvvetlilik derecelerine göre sıralanabilir mi? N C N Amonyak Metilamin 6
Zayıf asitlerin asitlik kuvvetinin asitlik sabitiyle (Ka), zayıf bazların bazlık kuvvetinin ise bazlık sabitiyle (Kb) ilişkilendirilebilir. Asidin ve bazın asitlik ve bazlık sabitlerinin yüksekliği oranında asitlik-bazlık kuvveti artar. Aşağıdaki asitleri kuvvetliliklerine göre sıralayarak 0,1M sulu çözeltilerinin p değerlerini karşılaştırınız. A asidi için Ka= 1x10-4 B asidi için Ka= 1x10-5 C asidi için Ka= 1x10-6 İYNLAŞMA YUZDESI Zayıf bir asit veya bazın iyonlaşmasını, iyonlaşma derecesi ve iyonlaşma yüzdesini belirleyerek tanımlayabiliriz. A 2 3 A - İyonlaşma yüzdesi = A dan gelen 3 moleritesi x100 A nın başlangıç moleritesi İYNLAŞMA YUZDESI İYNLAŞMA YUZDESI Yandaki grafikten zayıf bir asit ya da bazın, çözelti seyreldikçe iyonlaşma yüzdesinin arttığı görülmektedir. Bu durum basit bir iyonlaşma tepkimesi incelenerek anlaşılabilir. A 2 3 A - Tepkime dengede iken, n A mol A, n 3 mol 3, ve n A- mol A - V litrelik bir hacimde bulunmaktadır. Ka = 3 [A ] [A] = (n 3 V )(n A V ) ( n A V ) = (n 3 )(na ) x 1 (na) V Çözeltiyi seyrelttiğimizde, V artarken 1/V düşer ve Ka değerinin sabit kalması için (n 3 )(na ) oranı artar. (na) n 3 ve n A- artarken n A azalması, iyonlaşma yüzdesinde bir artışı gösterir. ÇK PRTNLU ASITLER ÇK PRTNLU ASITLER Moleküllerinde birden çok atomu bulunsa bile, iyonlaşabilen bir tek atomu olan asitler, tek protonlu asitlerdir. Fakat bazı asitlerin moleküllerinde iyonlaşabilen birden fazla atomu bulunur. Böyle asitlere çok protonlu asitler denir. Birçok çok protonlu asit bulunmasına rağem biz fosforik asidi ( 3 P 4 ) inceleyeceğiz. 3 P 4 molekülünde iyonlaşabilen üç atomu vardır ve dolayısı ile üç protonlu bir asittir. Üç basamakta iyonlaşır ve her iyonlaşma basamağı için birer denge eşitliği ve Ka değeri vardır. 3P 4 20 3-2P 4 K a1 = [ 3 ][ 2 P 4 = 7,1x10 3 [ 3 P 4 ] - 2P 4 20 3 P -2 4 K a2 = [ 3 ][P 4 = 76,3x10 8 [ 2 P 4 ] ] 2 ] P -2 4 20 3 P -3 4 K a3 = [ 3 ][P 4 [P 2 = 4,2x10 13 4 ] 3 ] 7
ÇK PRTNLU ASITLER Fosforik asidin iyonlaşma sabitlerinin K a1 > K a2 > K a3 şeklinde bağıl büyüklüklerinin değişimini kolayca açıklamak olasıdır. 1. basamakta bir proton ( ) ayrılır ve geriye -1 yüklü 2 P 4 - iyonu kalır. 2. basamakta bir protonun -1 yüklü iyondan ayrılması daha da zordur. 3. basamakta ise üçüncü proton -2 yüklü P 4 - iyonundan ayrılacaktır. Bu da ilk iki protonun ayrılmasından çok daha zordur. Başka bir ifadeyle, bir taneciğin (-) yükü arttıkça, o tanecikten proton ( ) ayrılması zorlaşır. ASIT VE BAZ ÖZELLIGI GÖSTEREN IYNLAR N 4 2 N 3 3 Asit (1) Baz (2) Baz (1) Asit (2) N 4 bir asittir ve bir baz gibi davranan 2 molekülüne bir proton verir. K a = N 3 [ 3 ] [N 4 ] N 3 2 N 4 - N 4 eşlenik bazı olan N 3 ün Kb ifadesi; K b = N 4 [ ] [N 3 ] ASIT VE BAZ ÖZELLIGI GÖSTEREN IYNLAR Ka ve Kb yi çarptığımızda K x Kb = N [ 3 3 ] a x N 4 [ ] = [N 4 ] [N 3 ] 3 [ ] Bir asidin iyonlaşma sabiti ile onun eşlenik bazının iyonlaşma sabitleri çarpımı suyun iyonlaşma sabitine eşittir. K a (asit) x K b (asidin eşlenik bazı) = K su K b (baz) x K a (bazın eşlenik asidi) = K su IDRLIZ 25 0 C daki saf suda [ 3 ] = [ - ] = 1,0x 10-7 ve p=7,00 dır. Saf su p bakımından nötrdür. NaCl suda çözündüğünde tümüyle Na ve Cl - iyonlarına ayrışır ve çözeltinin p değeri 7,00 olarak kalır. Na Cl - 2 Tepkime olmaz IDRLIZ Su içine N 4 Cl ilave edildiğinde p, 7 nin altına iner. Bunun anlamı [ 3 ] > [ - ] dır. Öyleyse, burada 3 m veren bir tepkime olmalıdır. Cl - 2 Tepkime olmaz N 4 2 0 N 3 3 N 4 2 0 arasındaki tepkime, temelde, diğer asit-baz tepkimelerinden farklı değildir. Bununla birlikte, bir iyonla su arasında meydana gelen tepkimeye çoğu zaman hidroliz tepkimesi adı verilir. Buna göre, amonyum iyonu hidroliz olur, klorür iyonu hidroliz olmaz deriz. TUZ ÇÖZELTILERININ P I Unutmamak gerekir ki, hidroliz tepkimesi ancak bir zayıf asit ya da zayıf baz oluşturan tepkimelerde olasıdır. Kuvvetli asit ve bazların tuzları (ör. NaCl) hidroliz olmaz. Çözeltinin p değeri 7 dir. Kuvvetli baz ve zayıf asitlerin tuzları (ör. NaC 2 3 2 ) hidroliz olur: p>7 (Anyon bir baz gibi davranır. Zayıf bazların kuvvetli asitlerle verdiği tuzlar (ör. N 4 Cl) hidroliz olur: p<7 (katyon bir asit gibi davranır) Zayıf asit ve zayıf bazların tuzları (N 4 C 2 3 2 ) hidroliz olur. (katronlar asit, anyonlar bazdır. Çözeltinin asidik mi, yoksa bazik mi olacağı, iyonların Ka ve Kb lerinin bağıl değerlerine bağlıdır.) 8
MLEKÜL YAPISI VE ASIT BAZ DAVRANIŞI Sizce F zayıf asit olduğu halde niçin Cl kuvvetli asittir? MLEKÜL YAPISI VE ASIT BAZ DAVRANIŞI Bir X asidini düşündüğümüzde; X bağının kuvveti arttıkça asitlik zayıflamaktadır. Bağ kuvvetinin büyük olması ise bağ uzunluğunun kısa, bağ ayrışma enerjisinin yüksek olması anlamına gelir. MLEKÜL YAPISI VE ASIT BAZ DAVRANIŞI F in diğer halojen asitlerinden daha zayıf olması beklenmekle birlikte, bu derece zayıflığı yalnızca bağ ayrışma enerjisinin büyüklüğüne bağlanamaz. idroflorik asidin bu zayıflığı ancak kuvvetli hidrojen bağları yapabilmesiyle açıklanabilir. MLEKÜL YAPISI VE ASIT BAZ DAVRANIŞI Aynı periyottaki elementlerin oluşturduğu ikili asitlerin kuvvetlerini etkileyen en önemli etken bağ polarlığıdır. X bağının polarlığı, bağı oluşturan atomların elektronegatiflik farkı ( EN) büyüdükçe artar. F(aq) çözeltileri, hidrojen bağları sonucu meydana gelen iyon çiftleri içerirler ve serbest 3 derişimi olması gerekenden azdır. F 2 (-F 3 ) 3 F - KSIASITLERIN KUVVETLERI KSIASITLERIN KUVVETLERI ksiasitlerin bağıl kuvvetlerini belirleyebilmek için, bağı elektronlarının merkez atomuna doğru çekilmesini inceleyelim. bağı elektronlarının çekilmesine neden olan etkenler; Merkez atomlarının elektronegatifliği Asit molekülündeki atomlarının sayısıdır. Cl ve Br asitlerinin kuvvetlerini etkileyen başlıca etken elektronegatifliktir. Cl atomu Br atomundan biraz daha elektronegatiftir. Cl Br Bu nedenle, Cl asidi Br den daha kuvvetli bir asittir. Sonuç olarak, Z şeklindeki bir molekül örneğinde Z atomunun elektronegativitesi arttıkça asitlik artar (Cl > Br > I örneklerinde olduğu gibi). 9
KSIASITLERIN KUVVETLERI 2 S 4 mü 2 S 3 mü daha kuvvetlidir? S Elektronegatif olan atomunun bağında elektronları çekerek bağı zayıflatması ve molekülün aitliğini arttırması beklenmektedir. Dolayısıyla 2 S 4 ün elektron çekem etkisinin daha fazla olmasını bekleriz. S LEWIS ASITLERI VE BAZLARI Lewis asidi elektron çifti alabilen tanecikler, lewis bazı ise elektron çifti verebilen taneciklerdir. Bir lewis asidi (A) ile bir lewis bazının (B:) tepkimesi, bu iki element arasında bir kovalent bağ oluşturur. B: A B:A Sonuç olarak, oksi asitlerde oksijen miktarı arttıkça vermek kolaylaşmakta ve asitlik kuvveti artmaktadır. LEWIS ASITLERI VE BAZLARI KAYNAKLAR Bir Bronsted-Lowry bazı olan - iyonu, oksijen üzerinde ortaklanmamış elektron çifti bulundurduğundan, aynı zamanda bir Lewis bazıdır. Diğer taraftan Cl bir lewis asidi değildir. Çünkü bir elektron çifit alamaz. Bununla birlikte Cl molekülünü veren bir tanecik olarak düşünebiliriz. bir kovalent bağ oluşturmak üzere bir elektron çifti alabileceğinden, Lewis asididir. Petrucci, R.., arwood, W.S., and erring, F.G. (Çeviri Editörleri: Uyar, T. ve Aksoy, S.), (2002). Genel Kimya İlkeler ve Modern Uygulamalar II, Palme Yayıncılık, Ankara. Chang, R., (Çeviri Editörleri: Soydan, A.B. ve Aroğuz, A.Z.), (2000). Fen ve Mühendislik Bölümleri İçin Kimya, Beta Basım Yayım Dağıtım A.Ş., İstanbul. Mortimer, C.E., (1979). Chemistry A conceptual Approach, 4th edition, Van Nostrand, New York. 10