SULU ÇÖZELTİLERDE DENGE - 11. Sınıf (AYT) Kimya - Kimya Budur

SULU ÇÖZELTİLERDE DENGE

SULU ÇÖZELTİLERDE DENGE

*Bu bölümde suyun oto-iyonizasyonu, pH ve pOH kavramları, asit-baz denge sabiti, titrasyon, çözünme-çökelme dengesi ve çözünürlük sabiti öğrenilir.

SUYUN OTO-İYONİZASYONU

Suyun kendi kendine iyonlaşmasına suyun oto-iyonizasyonu (otoprotolizi) denir. Su molekülleri çok az da olsa iyonları halinde bulunur.

H2O(s)      H+(suda)   +  OH(suda)

H+ iyonu su molekülleri ile etkileşerek H3O+ (hidronyum) iyonu oluşturur.

H2O(s)  H+(suda)      H3O+(suda)

İki su molekülü etkileşime girdiğinde aralarında bir proton aktarımı olur ve eşit miktarda hidronyum iyonu (H3O+) ile hidroksit iyonu (OH) oluşur.

Bu tepkime suyun oto-iyonizasyon tepkimesidir:

H2O(s)  +  H2O(s)        H3O+(suda)   +  OH(suda)

Suyun oto-iyonizasyonu dengesi için aşağıdaki gibi bir bağıntı yazılabilir:

Ksu = [H3O+].[OH    ya da     Ksu = [H+].[OH]

Saf suyun standart şartlarda (25 oC ve 1 atm) iyonlaşma sabiti 1×10-14 tür. H+ ve OH iyonları derişimi eşit ve 10-7 M dır.

Saf suda standart şartlarda:

Ksu = 1×10-14        [H+] = [OH] = 1×10-7

Örnek-1

45 oC’ta saf suyun iyonlaşma sabiti Ksu= 4×10-14 olduğuna göre, bu sıcaklıkta 1 L suda çözünmüş olarak bulunan H+ ve OH iyonların mol miktarlarını bulunuz.

ÇÖZÜM:

H2O(s)      H+(suda)   +  OH(suda)

Ksu = [H+].[OH]

[H+] = [OH] = x olsun,

Ksu = x.x = x2

x2 = 4.10-14

x = [H+] = [OH] = 2.10-7 M olur.

 

pH VE pOH KAVRAMLARI

H+ iyonları derişiminin negatif (-) logaritması pH, OH iyonları derişiminin negatif (-) logaritmasına pOH denir.

pH = -log[H+]

pOH = -log[OH]

Aynı şekilde suyun iyonlaşma sabitinin negatif logaritması alınabilir.

pKsu = -logKsu

pKsu = -log1x10-14    pKsu = 14 

pKsu = pH + pOH

pH + pOH = 14

25 oC’ta nötr asidik ve bazik çözeltide iyon derişimi, pH ve pOH arasındaki ilişki:

çözeltilerin iyon derişimi ve pH, pOH ilişkisi

pH çizelgesi ve farklı maddelerin pH değerleri:

Örnek-2

4 g NaOH katısı tartılarak hazırlanan 2L’lik çözeltinin pH değerini bulunuz. (NaOH:40g/mol, log5 = 0,7)

ÇÖZÜM:

Örnek-3

pH değeri 11 olan 500 mL’lik çamaşır suyunda bulunan OH iyonlarının mol miktarını bulunuz.

BRÖNSTED-LOWRY ASİT-BAZLARI

Bu tanıma göre proton (H+) veren maddelere asit, proton (H+) alan maddelere baz denir.

H2O(s)   +  HF(g)    →    H3O+(suda)  +  F(suda)

tepkimesinde HF, H3O+‘ya proton (H+) verdiği için asit, H2O ise HF’den proton (H+) aldığı için baz olarak tanımlanır.

Brönsted-Lowry asit-baz tanımına göre aralarında bir proton fark bulunduran çiftlere eşlenik (konjuge) asit-baz çifti denir.

Yukarıdaki tepkimede:

H2O(baz) – H3O+ (asit)  ve  HF(asit) – F (baz) konjuge asit-baz çiftleridir.

Arhennius asit-baz tanımına göre suya H+ iyonu veren asit, OH iyonu veren bazdır. Bu tanım yapısnıda H+ iyonu bulundurmayan SO2, CO2, gibi maddelerin asitliğini ve yapısında OH bulundurmayan CaO, MgO ve NH3 gibi maddelerin bazlığını açıklayamaz.

 

ASİT VE BAZLARIN KUVVETİ

Suda çözündüğünde %100 iyonlaşan asit ve bazlara kuvvetli asit ve bazlar denir.

Kuvvetli asit ve bazlarda çözünme denklemi tek yönlü okla gösterilir.

Kuvvetli Asitler

HCl, HBr, HI, HNO3 , H2SO4 , HClO4

HCl(s)   + H2O(s)   →  H3O+(suda) + Cl(suda)

Zayıf Asitler

HF, H3PO4 , H2CO3 , HClO

HF(s)  +  H2O(s)      H3O+(suda)  +  F(suda)

Kuvvetli Bazlar

LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2

NaOH(k)  →  Na+(suda)  +  OH(suda)

Zayıf Bazlar

Mg(OH)2 , Al(OH)3 , Fe(OH)3 , NH3

NH3(g)  +  H2O(s)    NH4+(suda)  +  OH(suda)

 

ASİDİK KATYONLAR VE BAZİK ANYONLAR

Asit Gibi Davranan Katyonlar

Zayıf bazların eşlenik asitleri (NH4+) ile çapları küçük, yükleri büyük olan Fe3+ , Cr3+ , Cu2+, Al3+ gibi katyonlar asidik özellik gösterir.

Fe3+(suda) +  6H2O(s)       Fe(OH)3(suda)   +  3H3O+(suda)

NH4+(suda)  +   H2O(s)      NH4OH(suda)  +  H3O+(suda)

Baz Gibi Davranan Anyonlar

Zayıf asitlerin eşlenik bazları olan bütün anyonlar su ile tepkimelerinde proton alıcısı olarak davrandıkları için bazik özellik gösterir.

Baz gibi davranan anyonlar: CN . F , NO2 , CH3COO , CO32-, PO43-

Örnek – 4

Bronsted-Lowry asit-baz tanımına göre aşağıdaki tepkimelerdeki konjuge asit-baz çiftlerini yazınız.

a)  F(suda)   +   H2O(s)        HF(suda)  +   OH(suda)

b)  H3PO4(suda)  + CO32-(suda)       H2PO4(suda)  +   HCO3(suda)

ÇÖZÜM:

ZAYIF ASİTLERİN AYRIŞMA DENGESİ (Ka)

Zayıf asit ve bazlar suda kısmen iyonlaştığından denge tepkimesi oluşur. Oluşan denge denkleminin denge bağıntısı yazılır.
HA zayıf asidinin denge denklemi aşağıdaki gibi yazılabilir:

HA(suda)   +   H2O(s)        H3O+(suda)  +   A(suda)

zayıf asitlerin ayrışma sabiti

Asidin iyonlaşma yüzdesi ne kadar büyükse Ka iyonlaşma denge sabiti de o derece büyüktür.
Asitlik sabiti arttıkça asidin kuvveti artar.

HF asidinin 25 oC’ta asitlik denge sabiti Ka= 6,4×10-4 tür.

Buna göre, 0,1 M HF asidinin iyonlaşma yüzdesini bulalım.

ZAYIF BAZLARIN AYRIŞMA DENGE SABİTİ (Kb)

MOH şeklinde gösterilen zayıf bir bazın denge denklemi ve denge bağıntısı aşağıdaki gibi yazılabilir:

MOH(suda)   +   H2O(s)        M+(suda)  +   OH(suda)

bazlık denge sabiti

Bazın iyonlaşma yüzdesi ne kadar büyükse Kb iyonlaşma denge sabiti de o derece büyüktür.
Bazlık sabiti arttıkça bazın kuvveti artar.

KUVVETLİ VE ZAYIF ASİTLERİN pH DEĞERİ

Monoprotik (1 değerli) zayıf asit ve bazların iyonlaşma denge bağıntılarında yer alan H+ ve OH iyonları derişimleri bulunarak pH hesabı yapılır.

Derişimi Ca olan zayıf asitlerde pH değeri:

Derişimi Cb olan zayıf bazlarda pH değeri:

Ksu = 1×10-14 =[H+] . [OH]
denkleminde OH derişimi yerine yazılır ve H+ derişimi bulunur. Buradan pH değerine geçiş yapılır.
Ya da OH derişiminin – log değeri alınarak pOH bulunur.
pH + pOH = 14 eşitliğinde yerine yazılarak pH değeri hesaplanır.

Örnek-5

NH3 ’ın 25 oC’ta bazlık sabiti 1,8×10-5 tir. Buna göre 0,08 M NH3 çözeltisinin iyonlaşma yüzdesini bulunuz.

ÇÖZÜM:

Örnek-6

0,00001 M HCl ile 0,00001M HCOOH asitlerinin pH değerlerini hesaplayınız.
(HCOOH için Ka= 1,6×10 , log4=0,6)

TAMPON ÇÖZELTİLER

  • Az miktarda asit ya da baz eklendiğinde ortamın pH değerinin değişmesine direnç gösteren çözeltilere tampon çözeltiler denir.
  • Tampon çözeltiler ortamın pH değerini belirli aralıklarda tutarlar.
  • Zayıf eşlenik asit-baz çiftleri tampon çözeltilerden oluşur.
  • Tampon çözeltiler asidik veya bazik olabilir.
  • Zayıf asit ve tuzundan oluşan tampon çözeltilere asidik, zayıf baz ve tuzundan oluşan tampon çözeltilere bazik tampon çözelti denir.

Asidik Tampon Çözeltilerde Asit-Baz Dengesi

CH3COOH ve CH3COONa ile oluşan asidik tampon çözeltide iyon dengesi:

CH3COONa(suda)   ↔   CH3COO(suda)   +   Na+(suda)

Tampon çözeltisine asit ilavesinde eşlenik baz olan asetat iyonu ile asitten gelen H+ iyonları tepkimeye girer.

CH3COO(suda)   +   H+(suda)   ↔   CH3COOH(suda)

Çözeltiye baz eklenirse OH iyonları asetik asit tarafından nötrleştirilir.

CH3COOH(suda)   +   OH(suda)   ↔    CH3COO(suda)   +   H2O(s)

 

Bazik Tampon Çözeltilerde Asit-Baz Dengesi

NH4Cl tuzu ve zayıf baz olan NH3 ile oluşan bazik tampon çözeltide iyon dengesi:

NH4Cl(suda)   ↔   NH4+(suda)  +  Cl(suda)

Tampon çözeltisine baz ilavesinde OH ile NH4+ iyonları tepkimeye girer.

NH4+(suda)  +  OH(suda)   ↔   NH4OH(suda)

Çözeltiye asit eklenirse H+ iyonları çözeltide bulunan NH4OH tarafından nötrleştirilir.

 NH4OH(suda)   +  H+(suda)    ↔    NH4+(suda)   +   H2O(s)

 

TUZLARIN ASİT-BAZ ÖZELLİĞİ

Asit ve bazların tepkimesinden oluşan iyonik bileşiklere tuz denir.
Tuzlar asidik, bazik ya da nötr olabilir.
Zayıf asit + kuvvetli baz        →    bazik tuz
Kuvvetli asit + zayıf baz        →    asidik tuz
Kuvvetli asit + kuvvetli baz   →    nötr tuz
Tuzdan gelen iyonlar su ile tepkimeye girerek zayıf asit veya baz oluşturur. Bu tepkimelere hidroliz denir.
Bazik tuzda zayıf asitten gelen anyon hidrolize uğrayarak zayıf baz oluşturur.
Asidik tuzda zayıf bazdan gelen katyon hidrolize uğrayarak zayıf asit oluşturur.

Ka (katyon) > Kb (anyon) ise tuz çözeltisi asidik,

Ka (katyon) = Kb (anyon) tuz çözeltisi nötr,

Ka (katyon) < Kb (anyon) ise tuz çözeltisi baziktir.

Nötr Tuz

HCl(suda)  +  NaOH(suda)    →     NaCl(suda)  +  H2O(s)

HCl: Kuvvetli asit

NaOH: Kuvvetli baz

NaCl: Nötr tuz

Oluşan nötr tuz büyük ölçüde hidroliz olmaz.

NaCl(suda)   →   Na+(suda)    +    Cl(suda)

NaCl, KBr, Li2SO4 , KNO3 , NaI… gibi tuzlar nötr tuzdur.

Asidik Tuz

Kuvvetli bir asit ile zayıf bir bazın tepkimesi sonucu oluşan tuz asidik karakter taşır.
Tuzda bulunan katyon zayıf bazdan gelir ve su ile hidroliz olarak zayıf baz oluşturur.

HNO3(suda)  +  NH3(suda)    →     NH4NO3(suda)

HNO3: Kuvvetli asit

NH3: Zayıf baz

NH4NO3: Asidik tuz

NH4NOiyonlarına ayrışır:

NH4NO3    ↔  NH4+(suda)   +   NO3(suda)

Zayıf bazdan gelen katyon (NH4+) hidroliz olur.

NH4+(suda)   +   H2O(s)    ↔    NH3(suda)  +   H3O+(suda)

H3O+ iyonları ortamı asidik yapar.

NH4Cl, NH4NO3 , NaHSO4 , AlCl3 … gibi tuzlar asidik tuzlara örnektir.

Bazik Tuz

Kuvvetli bir baz ile zayıf bir asidin tepkimesi sonucu oluşan tuz bazik karakter taşır.
Tuzda bulunan anyon zayıf asitten gelir ve su ile hidroliz olarak zayıf asit oluşturur.

CH3COOH(suda)   +   KOH(suda)     →     CH3COOK(suda)    +     H2O(s)

CH3COOH: Zayıf asit

KOH: Kuvvetli baz

CH3COOK: Bazik tuz

CH3COOK tuzu iyonlarına ayrışır:

CH3COOK    ↔    CH3COO(suda)  +    K+(suda)

Zayıf asitten gelen anyon (CH3COO ) hidroliz olur.

CH3COO(suda)   +   H2O(s)     ↔     CH3COOH(suda)   +    OH(suda)

OHiyonları ortamı bazik yapar.

 

KUVVETLİ ASİT-BAZ TİTRASYONLARI

  • Derişimi bilinmeyen bir asit veya bazın derişimi bilinen bir asit veya baz yardımıyla derişiminin bulunmasında kullanılan yönteme titrasyon denir.
  • Titrasyon işleminde hacmi ve derişimi bilinen çözeltiye standart çözelti denir.
  • Titrasyon işleminde derişimi bilinmeyen çözeltiye ortamın pH değişimini belirleyen indikatör damlatılır.
  • Ortamın pH değerine göre renk değiştiren maddelere indikatör denir.
  • Büretteki çözeltinin renk değiştirdiği hacim değerine eşdeğerlik nokta ya da dönüm noktası denir.

Eşdeğerlik noktasında tam nötrleşme sağlanmış olur. Yani asitten gelen H3O+ iyonu ile bazdan gelen OH iyonu sayısı eşit olur.

Tam nötrleşme olduğunda:

nH+= nOH-

MA.VA.DA = MB.VB.DB  eşitliği ile derişim hesaplanır.

MA ve MB : Asit ve bazın molaritesi

VA ve VB : Asit ve bazın hacmi

DA ve DB : Asit ve bazın değerliği

Tam nötrleşme olmayıp ortam asidik olduğunda:

nH+> nOH-  

nson= nH+– nOH- eşitliği kullanılarak,

MA.VA.DA – MB.VB.DB = Mson.Vson    ile son derişim bulunur. 

Tam nötrleşme olmayıp ortam bazik olduğunda:

nH+< nOH-  

nson= nOH- –  nH+ eşitliği kullanılarak,

MB.VB.DB – MA.VA.DA= Mson.Vson    ile son derişim bulunur. 

Asit ve Bazların Değerliği

Asitin suya verdiği H+ iyonu sayısına, bazın ise OH iyonu sayısına değerlik denir.

  • HCl, HF, HBr, HI, HNO3  1 değerli,
  • H2SO4   2 değerli,
  • H3PO4   3 değerli asittir.

 

  • LiOH, NaOH, KOH, NH3 1 değerli,
  • Ca(OH)2 2 değerli,
  • Al(OH)3 3 değerli bazdır.

 

KUVVETLİ ASİT-BAZ TİTRASYON EĞRİSİ

Titrasyon işleminde derişimi bilinmeyen çözeltinin asit veya baz oluşuna göre iki farklı titrayson eğrisi elde edilir.

Örnek-7

0,08 M 500 mL HNO3 çözeltisine 0,06 M 500 mL NaOH çözeltisi ilave edildiğinde pH kaç olur?

ÇÖZÜM:

Örnek-8

0,2 M 100 mL NaOH çözeltisine ayrı ayrı

a) 0,05 M H2SO4 çözeltisinden kaç mL ilave edilirse ortamın pH değeri 7 olur?

b) 0,025 M 400 mL HCl çözeltisi ilave edildiğinde ortamın pH değeri kaç olur? (log2 = 0,3)

ÇÖZÜM:

ÇÖZÜNME-ÇÖKELME TEPKİMELERİ

Az çözünen tuzlar suda katısı ile denge oluşturur. Az çözünen bir tuzun suda oluşturduğu denge tepkimesi aşağıdaki gibidir:

AgCl(k)    Ag+(suda) +  Cl(suda)

Denge tepkimesine ait denge bağıntısı aşağıdaki gibi yazılır. AgCl katı olduğundan denge bağıntısında yer almaz.

Kçç = [Ag+].[Cl

Kçç: Çözünürlük çarpımıdır.

Çözünürlük çarpımı doymuş çözeltideki iyonların derişimleri çarpımına eşittir. Denge bağıntısında olduğu gibi iyon katsayıları bağıntıda derişim üssü olarak yazılır.

ÇÖZÜNÜRLÜK ÇARPIMI VE ÇÖZÜNÜRLÜK

Çözünürlük çarpımı ne kadar küçükse iyonik bileşiğin çözünürlüğü o kadar azdır. Çözünürlük çarpımı büyüdükçe çözünürlük artar.

İyonik bileşiklerin çözünürlük çarpımı bilinirse denge denkleminde yer alan iyonların katsayıları dikkate alınarak çözünürlük hesaplanabilir.

Örnek-9

25 oC’ta doymuş AgCl çözeltisindeki Ag+ ve Cl iyonlarının çözünürlüğü 4×10 mol/L dir.

Buna göre AgCl çözeltisinin çözünürlük çarpımını hesaplayınız.

ÇÖZÜM:

Örnek-10

A2B katısının belirli sıcaklıktaki çözünürlük çarpımı 3,6×10-11 olduğuna göre aynı sıcaklıktaki çözünürlüğünü hesaplayınız.

ÇÖZÜM:

TUZLARIN ÇÖZÜNÜRLÜĞÜNE ETKİ EDEN FAKTÖRLER

Çözünme-çökelme tepkimelerinde çözünürlüğü etkileyen faktörlerden en önemlileri sıcaklık ve ortak iyon etkisidir.

Sıcaklık

Endotermik çözünmelerde sıcaklık arttıkça çözünürlük ve çözünme artar. Ekzotermik çözünmelerde ise sıcalık arttıkça çözünürlük düşer çökelme artar.

 

AgBr(k) +  ısı     Ag+(suda) +  Cl(suda)

Endotermik çözünmelerde sıcaklık artarsa:

  • Denge ürünler yönüne kayar.
  • Çözünme miktarı artar.
  • Maksimum düzensizlik artar.
  • Kc artar.

Endotermik çözünmelerde ise sıcaklık arttığında yukarıdaki durumların tam tersi gerçekleşir.

  • Denge girenler yönüne kayar.
  • Çözünme miktarı azalır.
  • Maksimum düzensizlik azalır.
  • Kc azalır.

Ortak İyon Etkisi

Ortamda ortak iyon derişimi arttıkça tuzun çözünürlüğü azalır.

AgCl tuzunun NaCl çözeltisindeki çözünürlüğü saf sudaki çözünürlüğünden düşüktür. Bunun nedeni AgCl ile NaCl çözeltisinde bulunan Cl iyonlarının ortak olmasıdır.

AgCl tuzunun Cl iyonları içeren bir çözeltide çözünmesi ile ortamda Cl iyon derişimi artar. Denge Cl iyon derişimini azaltmak için girenler yönüne kayar ve AgCl tuzu çöker. Böylece AgCl tuzunun çözünürlüğü azalmış olur.

Örnek-11

Belirli sıcaklıta Zn(OH)2 bileşiğinin çözünürlük çarpımı 10,8×10-14 tür. Buna göre,

a) Zn(OH)2 bileşiğinin saf sudaki çözünürlüğünü bulunuz.

b) 0,01 M Ba(OH)2 çözeltisindeki çözünürlüğünü bulunuz.

ÇÖZÜM: