Kimyasal Tepkimelerde Denge → 3. Bölüm (I)

Dersin Özellikleri:

• Seviye: Hiç Bilmeyenler İçin
• Gerekli Bilgiler:
  • Dengeye Etki Eden Faktörler
• Öğretmen:
  • Muzaffer KAYA

Anlatılacak Başlıklar*:

• Suyun Oto-İyonizasyonu ve K_su
• pH ve pOH Kavramı
• Asit ve Baz Çözeltilerinde pH ve pOH
• Brønsted-Lowry Asitleri ve Bazları
• Kuvvetli ve Zayıf Asit – Bazlar
• Asit ve Baz Gibi Davranan İyonlar (Hidroliz)
• Monoprotik Asit-Baz Çözeltilerinde pH-pOH
• Tampon Çözeltiler
• Tuz Çözeltilerinde Asitlik/Bazlık
• Titrasyon

* Konu anlatımı, örneklerle zenginleştirilmiştir.

Suyun Oto-İyonizsayonu

• Oto-iyonizasyon kendiliğinden iyonlarına ayrışma demektir.
• Suyun oto-iyonizasyon tepkimesi şu iki şekilde de gösterilebilir:
  • H₂O_(s) ⇌ H⁺_(suda) + OH^–_(suda)
    veya
  • 2H₂O_(s) ⇌ H₃O⁺_(suda) + OH^–_(suda)

• Bu tepkimede, su, molekülleri H⁺ ve OH^– iyonlarına ayrışır.
• H⁺ ile H₃O⁺ (hidronyum) aynı iyonlardır.
• H⁺ iyonuna proton da denir.
• Bu tepkime bir denge tepkimesidir.

K_su (Suyun Oto-İyonizsayon Sabiti)

• Her denge gibi suyun oto-iyonizasyon dengesinin de bir denge sabiti vardır: K_su

H₂O_(s) + ısı ⇌ H⁺_(suda) + OH^–_(suda)

K_su = [H⁺][OH^–]

• Standart koşullarda K_su = 10^-14 dir.

K_su Değerinin Yorumlanması

• Standart koşullardaki saf su ve nötür sulu çözeltilerde her zaman şu eşitlikler geçerlidir:
  • H⁺ ve OH^– iyonlarının sayısı, mol sayısı ve derişimi eşittir.
  • [H⁺] = 10^-7M
  • [OH^–] = 10^-7M
• Standart koşullardaki bütün sulu çözeltilerde her zaman:
  • [H⁺][OH^–] = 10^-14
  • [H⁺][OH^–] = 10^-7.10^-7 = 10^-14
  • K_su = 10^-14

Örnek:

Standart koşullardaki saf su için aşağıdakilerden hangisi doğru değildir?

A) Sıcaklığı 25^oC’dir.
B) Bütün su molekülleri, [H⁺] ve [OH^–] iyonlarına ayrışmıştır.
C) [H⁺] ve [OH^–] iyonlarının derişimi 10^-7‘şer Molardır.
D) Oto-iyonizsayon dengesinin denge sabiti K_su = 10^-14 ‘tür.
E) [H⁺] ve [OH^–] iyonlarının derişimlerinin çarpımına K_su denir.

Örnek:

25^oC’de, bir tuz ruhu çözeltisindeki H⁺ derişimi, 10^-2 M olarak hesaplanıyor.

Buna göre, bu çözeltideki OH^– derişimi kaç molardır?

A) 10^-13
B) 10^-12
C) 10^-11
D) 10^-7
E) 10¹²

Örnek:

25^oC’de, bir tuz X çözeltisindeki OH^– derişimi, 2.10^-2 M olarak hesaplanıyor.

Buna göre, bu çözeltideki H⁺ derişimi kaç molardır?

A) 5.10^-13
B) 5.10¹³
C) 10^-14
D) 10^-7
E) 10^-13

pH ve pOH Nedir?

• Bir çözeltideki H⁺ ve OH^– iyonlarının Molariteleri ile hesaplanan sayılardır.
• pH:
  • Çözeltideki H⁺ Molaritesi ([H⁺]) ile hesaplanır.
• pOH:
  • Çözeltideki OH^– Molaritesi ([OH^–]) ile hesaplanır.

pH Hesaplama

• pH şöyle:
  • pH = -log[H⁺]

• veya şöyle bulunur:
  • [H⁺] = 10^-pH Molar

• Mesela bir çözeltide;
  • [H⁺] = 10^-4 M ise
    • pH = 4 olur

pOH Hesaplama

• pOH şöyle:
  • pOH = -log[OH^–]

• veya şöyle bulunur:
  • [OH^–] = 10^-pOH Molar

• Mesela bir çözeltide;
  • [OH^–] = 10^-2 M ise
    • pOH = 2 olur

pH ve pOH İlişkisi

• Standart koşullarda su içeren bütün maddelerde şu eşitlik vardır:

pH + pOH = 14

• Mesela bir çözeltide;
  • pH değeri 8 ise ise
    • pOH = 6 olur

Örnek:

Bir sulu çözeltide; [H⁺] = 10^-4M olarak hesaplanmıştır.

Bu sulu çözeltinin pH ve pOH değeri kaçtır?

Örnek:

Standart koşullardaki saf su için şu değerleri hesaplayınız:

[H⁺] = ?
[OH^–] = ?
pH = ?
pOH = ?

Örnek:

Standart koşullarda pOH değeri 3 olan bir sulu çözeltide;

pH, [H⁺] ve [OH^–] değerleri kaçtır?

Örnek:

25^oC sıcaklıkta saf su ile ilgili,

I.    pH + pOH = 14
II.   [H⁺].[OH^–] = 1.10^-14
III.  [H⁺] = [OH^–] = 1.10^-7

hangileri doğrudur?

• pH değerine göre asit ve baz çözeltileri şöyledir:

Örnek:

 I.  pH < 7
II. pOH < 7
III. [H⁺] > [OH^–]
IV. [OH^–] = 10^-4

Standart koşullardaki hangi çözelti asidik bir çözeltidir?

Arrhenius Asit-Baz Tanımı

• Brønsted-Lowry asit-baz tanımından önce Arrhenius‘un yaptığı tanımlar biliniyordu.
• Arrhenius’a göre asit-bazlar şöyle tanınırdı:
  • Asit: Suya H⁺ iyonu verebilen bileşiklere asit denir.
  • Baz: Suya OH^– iyonu verebilen bileşiklere baz denir.

Örnek:

I) HCl_(s) → H⁺_(suda) + Cl^–_(suda)
II) NaOH_(k) → Na⁺_(suda) + OH^–_(suda)
III) HClO_4(s) → H⁺_(suda) + ClO₄^–_(suda)
IV) Ca(OH)_2(k) → Ca²⁺_(suda) + 2OH^–_(suda)

Yukarıda verilen çözünme tepkimelere bakarak, aşağıdakilerden hangisini söylemek doğru olmaz?

A) HCl bir asittir.
B) NaOH suda iyonlarına ayrışarak çözünmüştür.
C) HClO₄ bir bazdır bileşiğidir.
D) Ca(OH)₂ katısı bir baz bileşiğidir.
E) Hepsi elektrolit çözeltilerdir yani elektrik akımını iletirler.

Brønsted-Lowry Asitleri ve Bazları

• Brønsted ve Lowry’ye göre asit-bazlar şöyle tanınırdı:
  • Asit:
    • H⁺ iyonu verebilen veya
    • OH^– iyonu alabilen
      bileşiklere asit denir.
  • Baz:
    • OH^– iyonu verebilen veya
    • H+ iyonu alabilen
      bileşiklere baz denir.

Konjuge (Eşlenik) Asit-Baz Çiftleri

• Konjuge asit-baz çiftleri tepkimelerde aranır.
• Çiftlerden biri girenlerde diğeri ürünlerdedir.
• Formüllerinde 1 tane H farkı vardır ve H fazla olan asit olandır.
• Şöyle tespit edilir:
  • H⁺ veren bir madde asittir ve konjuge bazına dönüşür.
  • H⁺ alan bir madde bazdır ve konjuge asidine dönüşür.
• Aşağıdaki örneği inceleyiniz:

Aşağıdaki tepkimede konjuge asit-baz çiftlerini bulunuz.

NH_3(suda) + H₂O_(s) ⇌  2NH₄⁺_(suda) + OH^–_(suda)

• Hidroliz bir maddenin su ile tepkimeye girmesidir.
• Zayıf asitlerin anyonları suda hidroliz olarak baz gibi davranırlar:
  • HF zayıf bir asittir ve suya F^– anyonunu verir:
    • F^–_(suda) + H₂O_(suda) ⇄ HF_(suda) + OH^–_(suda)
• Zayıf bazların katyonları suda hidroliz olarak bir asit gibi davranırlar:
  • NH₃ zayıf bir bazdır, suya NH₄⁺ katyonunu verir:
    • NH₄⁺_(suda) + H₂O_(s) ⇄ NH_3(suda) + H₃O⁺_(suda)

Örnek:

I) NO₂^–
II) CN^–
III) NH₄⁺
IV) Cu²⁺

Yukarıdaki iyonların hangileri su ile etkileştiğinde ortamı asidik yapar?

Kuvvetli Asitler

• Suda genellikle iyi çözünürler.
• %100 iyonlarına ayrışarak çözünürler.
• Çözünme tepkimeleri tek yönlüdür:
  • HCl_(s) → H⁺_(suda) + Cl^–_(suda)
• Kuvvetli asitler şunlardır:

Zayıf Asitler

• Suda genellikle iyi çözünürler.
• Çok az oranda iyonal, büyük oranda moleküler çözünürler.
• Çözünme tepkimeleri çift yönlüdür:
  • HF_(suda) ⇄ H⁺_(suda) + F^–_(suda)
  • H₂CO_3(suda) ⇄ CO₃^2-_(suda) + 2H⁺_(suda)
• Kuvvetli asit olmayan bütün asitler zayıftır:

Kuvvetli Bazlar

• %100 iyonlarına ayrışarak çözünürler.
  • Çözünme tepkimeleri tek yönlüdür:
    • NaOH_(k) → Na⁺_(suda) + OH^–_(suda)
• Kuvvetli bazlar şunlardır:
  • NaOH (Sodyum hidroksit)
  • LiOH (Lityum hidroksit)
  • KOH (Postasyum hidroksit)
  • Sr(OH)₂ (Stronsiyum hidroksit)
  • Ca(OH)₂ (Kalsiyum hidroksit)
  • Ba(OH)₂ (Baryum hidroksit)

Zayıf Bazlar

• Suda genellikle iyi çözünürler.
• Çok az oranda iyonal, büyük oranda moleküler çözünürler.
• Çözünme tepkimeleri çift yönlüdür:
  • NH_3(suda) + H₂O_(s) ⇄ NH₄⁺_(suda) + OH^–_(suda)
• Kuvvetli baz olmayan bütün bazlar zayıftır.
  • NH₃ (Amonyak)
  • CH₃NH₂ (Metil amin)
  • Cu(OH)₂ (Bakır II hidroksit) …

• Monoprotik asit:
  • Suya 1 tane H⁺ verebilen asittir.
    • HCl, HBr, HNO₃…
• Monoprotik baz:
  • Suya 1 tane OH^– verebilen bazdır.
    • NaOH, KOH…
• Kuvvetli asit ve bazlarda pH veya pOH şöyle hesaplanır:
  • Tamamen iyonlarına ayrıştıkları için:
    • İyon derişimi mantığı ile H⁺ ve OH^– molaritesi bulunabilir
    • Bu derişimler ile pH ve pOH hesaplanır.

Örnek:

20 gram NaOH ile hazırlanan 5L çözeltinin pH değerini hesaplayınız. (NaOH: 40 g/mol)

Örnek:

pH değeri 1 olan 4L HNO₃ çözeltisinde kaç gram nitrik asit çözünmüştür? (HNO₃: 63 g/mol)

• Zayıf asitlerin suda çözünme tepkimesinin denge sabitine K_a denir.
  • HF_(suda) ⇄ H⁺_(suda) + F^–_(suda)
  • Tepkimenin denge bağıntısı:
    K_a = [H⁺].[F^–] / [HF]
  • K_a değeri ne kadar küçükse, asit o kadar zayıftır.

• Zayıf bazların suda çözünme tepkimesinin denge sabitine K_b denir.
  • NH_3(suda) + H₂O_(s) ⇄ NH₄⁺_(suda) + OH^–_(suda)
  • Tepkimenin denge bağıntısı:
    K_b = [OH^–].[NH₄⁺] / [NH₃]
  • K_b değeri ne kadar küçükse baz o kadar zayıftır.

• Zayıf bir monoprotik asit çözeltisinde H⁺ derişimi şöyle hesaplanır:

• Zayıf bir monoprotik baz çözeltisinde OH^– derişimi şöyle hesaplanır:

• Zayıf bir monoprotik asit çözeltisinde iyonlaşma yüzdesi şöyle hesaplanır:

• Zayıf bir monoprotik baz çözeltisinde iyonlaşma yüzdesi şöyle hesaplanır:

Örnek:

0,2M HCN çözeltisinin pOH değerini hesaplayınız. (HCN için Ka = 5.10^-6)

Örnek:

Oda koşullarında hazırlanan NH₃ bileşiğinin XM sulu çözeltisinin pOH değeri 3 tür.

Buna göre NH₃ çözeltisinin derişimi kaç molardır? (NH₃ için Kb = 4.10^-5)

Örnek:

Zayıf asit olan HCN bileşiği 0,02M’lık çözeltisinde % 0,05 iyonlaşmaktadır.

Buna göre HCN asitinin asitlik sabiti (Ka) değeri kaçtır?

Örnek:

Yukarıda verilen bileşikler ile oda sıcaklığında eşit derişimde hazırlanan çözeltilerin H⁺ iyon derişimlerinin büyükten küçüğe doğru sıralanışı aşağıdaki seçeneklerden hangisinde doğru verilmiştir?

• Asit çözeltisini sulandırmak:
  • Çözeltinin asitlik karakterini zayıflatır.
  • pH değerini yükseltir, pOH’ı düşürür.
  • H⁺ derişimini azaltır, OH^– ‘yi arttırır.
  • K_a değerini değiştirmez.
  • Zayıf asitlerin iyonlaşma yüzdesini arttırır.

• Baz çözeltisini sulandırmak:
  • Çözeltinin bazik karakterini zayıflatır.
  • pH değerini düşürür, pOH’ı arttırır.
  • H⁺ derişimini attırır, OH^– ‘yi azaltır.
  • K_b değerini değiştirmez.
  • Zayıf bazların iyonlaşma yüzdesini arttırır.

Örnek:

HCN çözeltisine bir miktar daha saf su eklersek aşağıdakilerden hangisi doğru olur?

A) K_a değeri azalır.
B) [H⁺] derişimi artar.
C) [OH^–] derişimi azalır.
D) pH değeri düşer.
E) İyonlaşma yüzdesi artar.

Tampon Çözelti Nedir?

• Zayıf asit ile bu asidin tuzundan oluşan çözelti asidik tampon çözeltidir:
  • HCN asidi + NaCN tuzu çözeltisi
• Zayıf baz ile bu bazın tuzundan oluşan çözelti bazik tampon çözeltidir:
  • NH₃ bazı + NH₄Cl tuzu çözeltisi

Tampon Çözeltilerin Önemi

• Tampon çözeltilerin pH değerleri dirençlidir, ufak etkilerle değişmez.
• Kanımız, pH değeri ortalama 7.40 olan, bir çeşit tampon çözeltidir.
  • Bu yüzden pH’ı yediğimiz/içtiğimiz besinlerden hemen etkilenmez.
• Hücrelerimizin stoplazma sıvısı tampon çözeltidir.
• Vücudumuzdaki enzimler, pH 6,2 ile 8,0 arasında daha sağlıklı çalışırlar.
  • Bu yüzden, tampon çözeltiler, sağlığımız için çok önemlidir.

Asidik, Bazik ve Nötr Tuzlar Kimlerdir?

• Tuzlar; bir asit ile bir bazın tepkimesinden oluşur.
  • Asit + Baz → Tuz + Su
• Tepkimedeki asit ve bazın kuvveti, tuzun karakterini belirler:
  • Nötr tuz: Kuvvetli asit ile kuvvetli bazdan;
    • HCl + NaOH → NaCl + H₂O
  • Asidik tuz: Kuvvetli asit ile zayıf bazdan;
    • 2HCl + NH₃ → NH₄Cl
  • Bazik tuz: Zayıf asit ile kuvvetli bazdan oluşur.
    • HF + NaOH → NaF + H₂O

Asidik ve Bazik Tuzların Çözeltileri

• Bütün tuzlar katıdır ve suda iyonlarına ayrışarak çözünürler:
  • Asidik tuz: NH₄Cl_(k) → NH₄⁺_(suda) + Cl^–_(suda)
  • Bazik tuz: NaF_(k) → Na⁺_(suda) + F^–_(suda)

• Asidik tuzların katyonu suda hidrolize uğrar ve ortama H⁺ ve H₃O⁺ verir:
  • NH₄⁺_(suda) + H₂O_(s) ⇄ NH_3(suda) + H₃O⁺_(suda)

• Bazik tuzların anyonu suda hidrolize uğrar ve ortama OH^– verir:
  • F^–_(suda) + H₂O_(suda) ⇄ HF_(suda) + OH^–_(suda)

Titrasyon Nedir?

• Asit ya da baz çözeltilerinin derişimini bulmak için yapılır.
• Özel bir düzeneği vardır.
• Bir asit ve bir baz çözeltisinden biri diğerinin üzerine yavaş yavaş eklenir.
• Bürete derişimi bilenen (titrant)
• Erlenmayere ise bilinmeyen (analit) çözelti konulur.

Titrasyonu Sonlandırma

• Titrasyonda, erlenmayere indikatör de katılır.
• İndikatörün, renk değiştirdiği anda titrasyon sonlandırılır.
  • Bu anda, eşdeğerlik (dönüm) noktasına gelinmiş demektir.
  • Eşdeğerlik noktasında, erlenmayerin içinde:
    • n_H⁺ = n_OH^–
      eşitliği kurulmuş olur.

Titrasyon Hesabı

• Titrasyonun eşdeğerlik noktasında şu eşitlikler kurulmuş olur:
  • n_H⁺ = n_OH^–
    veya
  • M_asit.V_asit.t_asit = M_baz.V_baz.t_baz

• Formüldeki semboller:
  • M: Molerite
  • V: Hacim
  • t: Tesir değerliğidir.
    • Asitlerin formülündeki H⁺ sayısı, bazların OH^– sayısıdır.

Örnek:

Derişimi bilinmeyen 200 mL HCl çözeltisi, 0,2M Ca(OH)₂ çözeltisi ile titre ediliyor. Titrasyon işleminde, dönüm noktasına kadar 50 mL Ca(OH)₂ kullanıldığında, HCl çözeltisinin rengi değişiyor.

Buna göre, HCl çözeltisinin derimi kaç Molardır?

Titrasyonun pH Grafiği

• Bir asidin üzerine baz eklendikçe, asit çözeltsinin:
  • pH değeri artar
  • pOH değeri azalır.

• Bir bazın üzerine asit eklendikçe, baz çözeltisinin:
  • pH değeri azalır.
  • pOH değeri artar.

• Üzerine baz dökülen bir asidin pH grafiği:

• Üzerine asit dökülen bir bazın pH grafiği:

Grafik, 0,1M 100 mL HI asidi çözeltisinin 0,4M NaOH çözeltisi ile oda koşullarındaki titrasyonuna aittir.

Buna göre y değeri kaçtır?