01. Asit ve Bazların Tanımı
Asitler yapısında hidrojen bulunan ve sudaki çözeltisine hidrojen iyonu (H+) veren maddelerdir. En belirgin özellikleri ekşi tatda olmaları ve asit-baz indikatörü denilen bazı organik boya maddelerinin rengini değiştirmeleridir. Örneğin turnusolün mavi rengi asitle kırmızıya dönüşür. Örnek olarak hidroklorik asit, HCl, verebiliriz.
Bazlar yapısında hidroksil bulunan ve sudaki çözeltisine hidroksil iyonu (OH-) veren maddelerdir. Elde kayganlık hissi uyandıran ve yine asit-baz indikatörlerinin rengini değiştiren maddelerdir. Örneğin turnusolün kırmızı rengi bazlarla maviye dönüşür.
Örnek olarak sodyum hidroksit, NaOH, verilebilir.
Asit ve bazlar birleşerek birbirlerini nötralleştirip su verir.
Diğer bir tanıma göre asitler proton veren, bazlar ise proton alan maddelerdir.
Yukarıdaki tepkimede HCl, proton verdiğine göre asit, H2O ise proton aldığına göre bazdır. HCl ve H2O arasındaki tepkime sonucunda konjüge asit ve bazlar oluşur. Ancak H+ iyonunun suda serbest halde bulunması olası değildir. Su molekülleriyle sarılması beklenir. Yaklaşık dokuz su molekülüyle sarılan H+ iyonu, bunlardan birisi ile de sıkıca bağlanır. Dolayısıyla suda, H+ yerine daima H3O iyonundan söz etmek gerekir ve bu iyona hidronyum iyonu denir. Arrhenius' a göre baz olması beklenmeyen amonyak çözeltisi bu tanıma göre bazdır, bu da aşağıdaki tepkime ile verilebilir.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
baz(1) asit(2) konjüge konjüge
asit(1) baz(2)
Yukarıdaki tepkimeye bakacak olursak, NH3 proton aldığı için baz, H2O ise proton verdiği için asittir. Aynı zamanda NH4, NH3 ün konjüge asidi, OH- ise H2O nun konjüge bazıdır.
HCl ve NH3 örnekleriyle reaksiyona giren su molekülü, HCl’ye karşı baz olarak (proton alan), NH3’ e karşı ise su asit olarak (proton veren) davranmaktadır. Buda su molekülünün reaksiyona girdiği maddeye göre asit veya baz olarak davrandığını gösterir. Bu tür maddelere amfiprotik maddeler denir.
Amfiprotik maddelere örnek olarak H2O, ROH, HCO3-, H2PO4-, HPO42- verilebilir.
Lewis' e göre ise asit elektron çifti alan, baz ise elektron çifti verebilen maddedir. Baz grubuna genellikle elektron verebilen oksijen veya azot içeren maddeler girer. Diğer taraftan hidrojen içermeyen maddeler asit olabilir. Örneğin bor triflorür, BF3, bir asittir, çünkü elektron eksikliği vardır ve bunu tamamlamak ister. Öte yandan NH3 veya diğer azotlu maddelerde ortaklanmamış elektron çiftleri bulunur, dolayısıyla bazdır.
02. Suda Asit ve Baz Dengeleri
Bir asit veya baz suda çözüldüğünde iyonlaşır (dissosiye olur). İyonlaşmanın derecesi asit veya bazın kuvvetiyle ilişkilidir. Kuvvetli bir asit tamamen iyonlaşır, zayıf bir asit ise kısmen iyonlaşır. Aynı durum bazlar için de geçerlidir.
HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 ve H2SO4 gibi asitler kuvvetli asitlerdir.
Zayıf asit ve bazlar ise suda kısmen iyonlaşırlar. Bir tek H+ iyonu verebilen zayıf bir asit HA genel formülü ile gösterilir. Su ile olan reaksiyonu da aşağıdaki gibidir.
HA + H2O H3O+ + A-
Bu reaksiyonun denge sabiti şu şekilde gösterilir.
Kdenge = (Çıkan Ürünler)/ (Giren Ürünler)
Kdenge = ([H3O+] [A-]) / ([HA] [H2O])
Suyun derişimi sabit olduğu için aşağıdaki ifade şu şekilde kullanılır.
Kdenge . [H2O] = ([H3O+] [A-]) / [HA] = Ka
Ka denge sabitine asitlik sabiti denir.
Aynı şekilde tek proton alabilen zayıf bir bazı B genel formülüyle gösterilir.
B + H2O BH+ + OH-
Denge sabiti aşağıdaki
Kdenge = ([BH+] [OH-]) / ( [H2O]
veya
Kdenge . [H2O] = ([BH+] [OH-]) / = Kb
Kb denge sabitine bazlık sabiti denir.
03. Suyun İyonlaşma Sabiti ve pH
Suyun iyonlaşma dengesini aşağıdaki şekilde göstermek mümkündür.
H2O + H2O H3O+ + OH-
Kdenge = ([H3O+] [OH-]) / ([H2O]2
Kdenge . [H2O]2 = [H3O+] [OH-] = Ksu
25°C da Ksu nın değeri 1,00.10-14 dür. Sıcaklık arttıkça iyonlaşma yüzdesi artacağından Ksu yükselir. Saf suda hidronyum ve hidroksit iyonu derişimlerinin aynı olacağı kesindir, dolayısıyla
[H3O+] = [OH-]
Ksu = [H3O+]2 = [OH-]2
[OH-] = [H3O+] = (1,00.10-14) 1/2 = 1,00.10-7 M dir.
Sulu ortamda asitlik veya bazlık derecesini pH kavramı ile belirtilir. Ve
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
şeklinde ifade edilir.
pKsu = -log Ksu
pKa = -log Ka
pKb = -log Kb dir.
25oC da saf suda
pH + pOH = 14
pH değeri 0-7 olan çözeltiler asidik, 7-14 olan çözeltiler ise baziktir.
03.01. Kuvvetli Asitler ve Kuvvetli Bazların pH
Derişimi 1x10-6 M dan daha büyük kuvvetli asit çözeltilerinde kuvvetli asit veya kuvvetli baz tamamen iyonlaştığı için derişimi, H3O+(hidronyum) iyonu veya OH- (hidroksit) iyonu derişimine eşittir.
pH = -log CA dır.
Örnek:
0,05 M HCl çözeltisinin pH sını bulunuz.
Çözüm:
[H3O+] = [HCl] = 0,05 M
pH = -log 0,05 = 1,30
Aynı durum kuvvetli bazlar için de geçerlidir.
pOH = -log CB dir.
Derişimin 10-6 M dan küçük olması durumunda suyun iyonlaşma etkisini göz önüne alacağımızdan çözeltideki OH- derişimi için aşağıdaki eşitliliği yazmamız gerekir.
[OH-] = CB + [OH-]su
[OH-]su = [H3O+]su = C olduğundan
Ksu = (CB+C) . C = 1,00.10-14
C2 + CB . C – 1,00.10-14 = 0 dır.
Bu eşitliğin çözümü ile C yani sudan gelen hidroksit iyonu derişimi bulunur, CB ye eklenerek çözeltideki hidroksit derişimine geçilir ve pOH hesaplanır.
Örnek:
100 ml 0,050 M NaOH ile 100 ml 0,020 M Ca(OH)2 çözeltileri karıştırılıyor. Elde edilen çözeltinin pOH ve pH değerleri nedir?
Çözüm:
0,05 0,05 0,05
0,020 0,020 2x(0,020)
İki tane ayrı baz çözeltisinin karıştırılması ile oluşan yeni çözeltide hidroksit iyonu derişimi şöyle bulunur.
Çözeltideki toplam OH- iyonu, NaOH ve Ca(OH)2 tarafından verilir. Her iki çözeltiden 100’er mL alındığından çözeltinin son hacmi 200 mL olur.
M = n/V formülünde hacim değiştiği için molarite de değişecek. Öncelikle M x V formülünden yeni mol sayısı (n) bulunur. Daha sonra bu mol sayısı (n) toplam hacime (V) bölünerek yeni derişim bulunur.
[OH-] = (100 x 0, 050+ 100 x 0, 040) / 200 = 4,50.10-2 M
pOH = -log 4,50.10-2 = 2-log 4,50 = 2-0,65 = 1,35
pH = 14-pOH = 14-1,35 = 12,65
03.02. Zayıf Asitler ve Zayıf Bazların pH
Tamamen iyonlaşmayan asitlere ve bazlara zayıf asit veya baz denir. Zayıf asitler HA, zayıf bazlarda B ile gösterilir.
HA + H2O H3O+ + A- Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
2H2O H3O+ + OH- Ksu = [H3O+] [OH-]
Eğer Ka değeri 10-4 ile 10-9 arasında ve asidin başlangıç derişimi 1-10-3 M arasında ise, suyun iyonlaşma dengesinin pH ye etkisini olmadığı kabul edilir. Sadece Ka denge ifadesini kullanarak hidronyum derişimi hesaplanabilir. Dengede
[HA] = CHA - [H3O+] yazılabilir. Aynı zamanda
[A-] = [H3O+] olduğundan
Ka = [H3O+]2 / (CHA - [H3O+])
Formülünden H3O+ iyonunun derişimi bulunur.
Bu tür problemlerin çözümünde diğer bir kabul ise başlangıç derişiminin Ka ya oranı,
(CHA / Ka)³ 10 ise asidin iyonlaşması ile başlangıç derişiminin fazla değişmediği düşünülebilir ve paydadaki H3O+ derişimi CHA yanında ihmal edilebilir.
Ka = [H3O+]2 / CHA formülünden [H3O+] çekilerek,
[H3O+] = (Ka . CHA) bağıntısı bulunur.
Örnek:
Derişimi 0.10 M olan Asetik asit ( CH3COOH) çözeltisinin pH si nedir?
Ka = 1,75x10-5 (25oC)
Çözüm:
CH3COOH veya genel formülü ile HA suda
Başlangıç: 0,10 M 0 0
Değişim -x +x +x
Dengede: (0,10-x) M +x +x
Ka = [H3O+]2 / CHA
Ka =1,75x10-5 = x2 / (0,10-x)
Son kabulümüzün uygulanabilirliği test edildiği zaman
0,10 / 1,75.10-5 >103
Asidin iyonlaşması ile başlangıç derişiminin fazla değişmediği düşünülebilir ve paydadaki H3O+ derişimi CHA yanında ihmal edilebilir.
1,75x10-5 = x2 / 0,10
x2 = 1,75x10-6
[H3O+] = x = 1,32x10-3M
pH = -log 1,32x10-3
pH = 2,88
Aynı kurallar zayıf bazlar içinde geçerlidir.
B + H2O BH+ + OH- Kb = ([BH+] [OH-] /
2H2O H3O+ + OH- Ksu = [H3O+] [OH-]
Kb = [OH-]2 / CB – [OH-]
Kb = [OH-]2 / CB
Eğer Kb değeri 10-9 dan küçük ve bazın derişimi de 10-3 M dan daha küçük ise suyun iyonlaşma etkisini göz önüne almak zorundayız.
B + H2O BH+ + OH- Kb = ([BH+] [OH-] /
2H2O H3O+ + OH- Ksu = [H3O+] [OH-]
[OH-] = [OH-]zayıf baz + [OH-]su
Zayıf bazdan gelen [OH-] aynı zamanda [BH+] ya, sudan gelen [OH-] ise suyun [H3O+] ya eşittir. Dolayısıyla
[OH-] = [BH+] + [H3O+] yazılabilir.
[BH+] = Kb / [OH-]
[H3O+] = Ksu / [OH-]
Bu değerler yerine konulduğunda
[OH-] = Kb / [OH-] + Ksu / [OH-]
[OH-]2 = Kb + Ksu
[OH-] = (Kb + Ksu)1/2
Baz zayıf olduğundan dengedeki B derişimi, bazın başlangıç derişimine eşit olarak düşünülebilir. Böylece eşitlik
[OH-] = (KbCB + Ksu)1/2
haline gelir.
KbCB >> Ksu olduğunda eşitlik
[OH-] = (KbCB) 1/2 şeklini alır.
Örnek:
2,5x10-5 M anilin, C6H5NH2, çözeltisindeki türlerin derişimlerini ve pH değerlerini bulunuz.
Kb = 4,30x10-10
Dikkat edilmesi gereken husus Kb değerinin 10-9 dan, baz derişimin ise 10-3 M dan küçük olduğudur.
C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH-
[OH-] = (KbCB) 1/2
[OH-] = (4,30x10-10 x 2,5x10-5 + 1,00x10-14)1/2 = (1,08x10-14 + 1,00x10-14) 1/2
[OH-] = 1,44x10-7 M
[OH-] = [C6H5NH3+] = 1,44x10-7 M
[C6H5NH2] = 2,5x10-5–1,44x10-7 = 2,49x10-5 M
[H3O+] = Ksu / [OH-] = 1,00x10-14 / 1,44x10-7 = 6,94x10-8 M
pH= -log 6,94x10-8 = 7,16
03.03. Poliprotik Asitler ve pH
Çözeltide iyonlaştığında birden fazla hidronyum iyonu (H3O+ ) veren asitlere poliprotik veya polifonksiyonlu asitler denir. Poliprotik asitlere, fosforik asit (H3PO4), karbonik asit (H2CO3) sülfürik asit (H2SO4), okzalik asit ( H2C2O4) örnek verilebilir.
Örnek olarak fosforik asiti verecek olursak , fosforik asit iyonlaştığı zaman 3 tane H3O+ iyonu verebiliyor.
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ Ka1 = 7,11x10-3
H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ Ka2 = 6,34x10-8
HPO42- + H2O PO43- + H3O+ Ka3 = 4,20x10-13
Ka1 >> Ka2 >> Ka3
Genel gösterimi;
H2A + H2O HA- + H3O+
HA- + H20 A2- + H3O+
olan poliprotik asitlerde zayıf asitlere benzer şekilde bir takım yaklaşımlarda bulunmamız gerekiyor Eğer Ka değerleri 10-4 – 10-9 arasında ve derişim 1-10-3 M arasında ise suyun ayrışma dengesini düşünmemize gerek yoktur.
Diğer taraftan Ka1 ve Ka2 arasındaki oran 103 ve daha fazla ise 1.dengeyi düşünür, ikinci dengeyi ihmal edebiliriz. Ve problem monoprotik bir asit çözeltisindeki pH hesaplaması problemine dönüşür.
Örnek:
0,10 M karbonik asit (H2CO3) çözeltisinin pH sı nedir?
Ka1 = 4,45x10-5
Ka2 = 4,69x10-11
Çözüm:
H2CO3 + H20 HCO3- + H3O+ Ka1 = 4,45x10-5
HCO3- + H2O CO32- + H3O+ Ka2 = 4,69x10-11
Ka değerlerinden görüldüğü gibi suyun ayrışma dengesinin etkisini düşünmeye gerek yoktur. Ka1 / Ka2 >> 103 olduğundan sadece 1.iyonlaşma dengesini düşünerek [H3O+] bulunabilir ve pH hesaplanır.
H2CO3 + H20 HCO3- + H3O+
Başlangıç: 0,10 M 0 0
Değişim -x +x +x
Dengede: (0,10-x) M +x +x
Ka1= [HCO3-] x [H3O+] / [H2CO3] x [H2O]
[H2O] ihmal ediliyor.
Ka1 = 4,45x10-5 = (x2) / (0,10-x)
Bu eşitliğin çözümünden x bulunur.
x2 + 4,45x10-5x- 4,45x10-6= 0
x = 0,0298 = [H3O+]
pH = -log 2,98x10-2 = 2-log 2,98 = 1,53
Eğer poliprotik asitlerde Ka2, Ka1’e göre ihmal edilebilecek kadar küçük olmakla beraber asitlik değeri oldukça yük
e yani 10-4 den büyükse problemi monoprotik asit sistemine indirgeyerek çözümleyemeyiz. Bunun en iyi örneğini H2SO4 çözeltilerinde görüyoruz.
03.04. Tampon Çözeltiler
pH sı belli olan, seyrelmeyle veya az miktarda kuvvetli asit veya baz ilavesi sonucu pH sı değişmeyen çözeltilere tampon çözeltiler denir.
Tampon çözelti zayıf bir asit ve konjüge bazını veya zayıf baz ve konjüge asidini içeren bir çözeltidir
Zayıf bir asit olan HA çözeltisi ile NaA tuzu ile karıştırılarak tampon çözeltisi hazırlanır
Genellikle oldukça derişik çözeltilerle çalışıldığından, Ka değeri de 10-4 -10-9 arasında düşünüldüğünden suyun iyonlaşma etkisini düşünmeye gerek yoktur.
[H3O+] = Ka x [ HA] / [A-]
formülünden [H3O+] iyonunun derişimi oradan da ortamın pH’sı hesaplanır.
Tampon hazırlamayı değişik örneklerle açıklayabiliriz.
Örnek 1.
1 M sodyum format (NaHCOO) ve 0,5 M formik asit (HCOOH) içeren çözeltinin pH’sı nedir?
Ka = 1,80x10-4
Öncelikle formik asidin (HCOOH) tepkimesi yazılır.
[HCOO-] = [NaHCOO]
Ka = [HCOO-] x [H3O+] / [ HCOOH]
[H3O+] = Ka x [ HCOOH] / [HCOO-]
[H3O+] = 1,80x10-4( 0,5/1)
[H3O+] = 9,0x10-5
pH= 4,04
Örnek 2.
200 mL 0,4 M NH3 ve 0,1 M NH4+çözeltisine 50 mL 0,025 M HCl asit eklendiğinde oluşacak tampon çözeltinin pH’ sı nedir?
Baz çözeltisine HCl asit çözeltisi ekleniyor. Bu demektirki NH3 çözeltisinin derişimi eklenen asit kadar azalacak ve konjüge asidi olan NH4+ iyonunun derşimi de eklenen asit kadar artacaktır.
Diğer bir dikkat edilmesi gereken konu ise çözeltinin son hacminin değiştiği. Toplam hacim arttığı için NH4+ ve NH3 derişimleri de değişecek.
[NH3] = (0,4 x 0,2) – (0,05 x 0,025)] /0,250
[NH3] = 0,315
[NH4+] = (0,1 x 0,2) + (0,05 x 0,025)] /0,250
[NH4+] = 0,085
Ka x Kb = Kw
Kb= Kw / Ka
Kb= 1,0x10-14 /5,70x10-10
Kb= 1,75x10-5
Kb= [NH4+] x [OH-] /[NH3]
[OH-] =Kb x [NH3] / [NH4+]
[OH-] = 0,315 x 1,75x10-5 / 0,085
[OH-] = 6,48x10-5
pOH = 4,19
pOH + pH =14
pH = 14 - 4,19 = 9,81
04. Asit veya Bazların Titrasyon Eğrileri
04.01. Kuvvetli Bir Asidin Kuvvetli Bir Bazla Titrasyonu
Asit baz titrasyonlarında hesaplanması gereken dört temel nokta vardır.
Asitler yapısında hidrojen bulunan ve sudaki çözeltisine hidrojen iyonu (H+) veren maddelerdir. En belirgin özellikleri ekşi tatda olmaları ve asit-baz indikatörü denilen bazı organik boya maddelerinin rengini değiştirmeleridir. Örneğin turnusolün mavi rengi asitle kırmızıya dönüşür. Örnek olarak hidroklorik asit, HCl, verebiliriz.
Bazlar yapısında hidroksil bulunan ve sudaki çözeltisine hidroksil iyonu (OH-) veren maddelerdir. Elde kayganlık hissi uyandıran ve yine asit-baz indikatörlerinin rengini değiştiren maddelerdir. Örneğin turnusolün kırmızı rengi bazlarla maviye dönüşür.
Örnek olarak sodyum hidroksit, NaOH, verilebilir.
Asit ve bazlar birleşerek birbirlerini nötralleştirip su verir.
Diğer bir tanıma göre asitler proton veren, bazlar ise proton alan maddelerdir.
Yukarıdaki tepkimede HCl, proton verdiğine göre asit, H2O ise proton aldığına göre bazdır. HCl ve H2O arasındaki tepkime sonucunda konjüge asit ve bazlar oluşur. Ancak H+ iyonunun suda serbest halde bulunması olası değildir. Su molekülleriyle sarılması beklenir. Yaklaşık dokuz su molekülüyle sarılan H+ iyonu, bunlardan birisi ile de sıkıca bağlanır. Dolayısıyla suda, H+ yerine daima H3O iyonundan söz etmek gerekir ve bu iyona hidronyum iyonu denir. Arrhenius' a göre baz olması beklenmeyen amonyak çözeltisi bu tanıma göre bazdır, bu da aşağıdaki tepkime ile verilebilir.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
baz(1) asit(2) konjüge konjüge
asit(1) baz(2)
Yukarıdaki tepkimeye bakacak olursak, NH3 proton aldığı için baz, H2O ise proton verdiği için asittir. Aynı zamanda NH4, NH3 ün konjüge asidi, OH- ise H2O nun konjüge bazıdır.
HCl ve NH3 örnekleriyle reaksiyona giren su molekülü, HCl’ye karşı baz olarak (proton alan), NH3’ e karşı ise su asit olarak (proton veren) davranmaktadır. Buda su molekülünün reaksiyona girdiği maddeye göre asit veya baz olarak davrandığını gösterir. Bu tür maddelere amfiprotik maddeler denir.
Amfiprotik maddelere örnek olarak H2O, ROH, HCO3-, H2PO4-, HPO42- verilebilir.
Lewis' e göre ise asit elektron çifti alan, baz ise elektron çifti verebilen maddedir. Baz grubuna genellikle elektron verebilen oksijen veya azot içeren maddeler girer. Diğer taraftan hidrojen içermeyen maddeler asit olabilir. Örneğin bor triflorür, BF3, bir asittir, çünkü elektron eksikliği vardır ve bunu tamamlamak ister. Öte yandan NH3 veya diğer azotlu maddelerde ortaklanmamış elektron çiftleri bulunur, dolayısıyla bazdır.
02. Suda Asit ve Baz Dengeleri
Bir asit veya baz suda çözüldüğünde iyonlaşır (dissosiye olur). İyonlaşmanın derecesi asit veya bazın kuvvetiyle ilişkilidir. Kuvvetli bir asit tamamen iyonlaşır, zayıf bir asit ise kısmen iyonlaşır. Aynı durum bazlar için de geçerlidir.
HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 ve H2SO4 gibi asitler kuvvetli asitlerdir.
Zayıf asit ve bazlar ise suda kısmen iyonlaşırlar. Bir tek H+ iyonu verebilen zayıf bir asit HA genel formülü ile gösterilir. Su ile olan reaksiyonu da aşağıdaki gibidir.
HA + H2O H3O+ + A-
Bu reaksiyonun denge sabiti şu şekilde gösterilir.
Kdenge = (Çıkan Ürünler)/ (Giren Ürünler)
Kdenge = ([H3O+] [A-]) / ([HA] [H2O])
Suyun derişimi sabit olduğu için aşağıdaki ifade şu şekilde kullanılır.
Kdenge . [H2O] = ([H3O+] [A-]) / [HA] = Ka
Ka denge sabitine asitlik sabiti denir.
Aynı şekilde tek proton alabilen zayıf bir bazı B genel formülüyle gösterilir.
B + H2O BH+ + OH-
Denge sabiti aşağıdaki
Kdenge = ([BH+] [OH-]) / ( [H2O]
veya
Kdenge . [H2O] = ([BH+] [OH-]) / = Kb
Kb denge sabitine bazlık sabiti denir.
03. Suyun İyonlaşma Sabiti ve pH
Suyun iyonlaşma dengesini aşağıdaki şekilde göstermek mümkündür.
H2O + H2O H3O+ + OH-
Kdenge = ([H3O+] [OH-]) / ([H2O]2
Kdenge . [H2O]2 = [H3O+] [OH-] = Ksu
25°C da Ksu nın değeri 1,00.10-14 dür. Sıcaklık arttıkça iyonlaşma yüzdesi artacağından Ksu yükselir. Saf suda hidronyum ve hidroksit iyonu derişimlerinin aynı olacağı kesindir, dolayısıyla
[H3O+] = [OH-]
Ksu = [H3O+]2 = [OH-]2
[OH-] = [H3O+] = (1,00.10-14) 1/2 = 1,00.10-7 M dir.
Sulu ortamda asitlik veya bazlık derecesini pH kavramı ile belirtilir. Ve
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
şeklinde ifade edilir.
pKsu = -log Ksu
pKa = -log Ka
pKb = -log Kb dir.
25oC da saf suda
pH + pOH = 14
pH değeri 0-7 olan çözeltiler asidik, 7-14 olan çözeltiler ise baziktir.
03.01. Kuvvetli Asitler ve Kuvvetli Bazların pH
Derişimi 1x10-6 M dan daha büyük kuvvetli asit çözeltilerinde kuvvetli asit veya kuvvetli baz tamamen iyonlaştığı için derişimi, H3O+(hidronyum) iyonu veya OH- (hidroksit) iyonu derişimine eşittir.
pH = -log CA dır.
Örnek:
0,05 M HCl çözeltisinin pH sını bulunuz.
Çözüm:
[H3O+] = [HCl] = 0,05 M
pH = -log 0,05 = 1,30
Aynı durum kuvvetli bazlar için de geçerlidir.
pOH = -log CB dir.
Derişimin 10-6 M dan küçük olması durumunda suyun iyonlaşma etkisini göz önüne alacağımızdan çözeltideki OH- derişimi için aşağıdaki eşitliliği yazmamız gerekir.
[OH-] = CB + [OH-]su
[OH-]su = [H3O+]su = C olduğundan
Ksu = (CB+C) . C = 1,00.10-14
C2 + CB . C – 1,00.10-14 = 0 dır.
Bu eşitliğin çözümü ile C yani sudan gelen hidroksit iyonu derişimi bulunur, CB ye eklenerek çözeltideki hidroksit derişimine geçilir ve pOH hesaplanır.
Örnek:
100 ml 0,050 M NaOH ile 100 ml 0,020 M Ca(OH)2 çözeltileri karıştırılıyor. Elde edilen çözeltinin pOH ve pH değerleri nedir?
Çözüm:
0,05 0,05 0,05
0,020 0,020 2x(0,020)
İki tane ayrı baz çözeltisinin karıştırılması ile oluşan yeni çözeltide hidroksit iyonu derişimi şöyle bulunur.
Çözeltideki toplam OH- iyonu, NaOH ve Ca(OH)2 tarafından verilir. Her iki çözeltiden 100’er mL alındığından çözeltinin son hacmi 200 mL olur.
M = n/V formülünde hacim değiştiği için molarite de değişecek. Öncelikle M x V formülünden yeni mol sayısı (n) bulunur. Daha sonra bu mol sayısı (n) toplam hacime (V) bölünerek yeni derişim bulunur.
[OH-] = (100 x 0, 050+ 100 x 0, 040) / 200 = 4,50.10-2 M
pOH = -log 4,50.10-2 = 2-log 4,50 = 2-0,65 = 1,35
pH = 14-pOH = 14-1,35 = 12,65
03.02. Zayıf Asitler ve Zayıf Bazların pH
Tamamen iyonlaşmayan asitlere ve bazlara zayıf asit veya baz denir. Zayıf asitler HA, zayıf bazlarda B ile gösterilir.
HA + H2O H3O+ + A- Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
2H2O H3O+ + OH- Ksu = [H3O+] [OH-]
Eğer Ka değeri 10-4 ile 10-9 arasında ve asidin başlangıç derişimi 1-10-3 M arasında ise, suyun iyonlaşma dengesinin pH ye etkisini olmadığı kabul edilir. Sadece Ka denge ifadesini kullanarak hidronyum derişimi hesaplanabilir. Dengede
[HA] = CHA - [H3O+] yazılabilir. Aynı zamanda
[A-] = [H3O+] olduğundan
Ka = [H3O+]2 / (CHA - [H3O+])
Formülünden H3O+ iyonunun derişimi bulunur.
Bu tür problemlerin çözümünde diğer bir kabul ise başlangıç derişiminin Ka ya oranı,
(CHA / Ka)³ 10 ise asidin iyonlaşması ile başlangıç derişiminin fazla değişmediği düşünülebilir ve paydadaki H3O+ derişimi CHA yanında ihmal edilebilir.
Ka = [H3O+]2 / CHA formülünden [H3O+] çekilerek,
[H3O+] = (Ka . CHA) bağıntısı bulunur.
Örnek:
Derişimi 0.10 M olan Asetik asit ( CH3COOH) çözeltisinin pH si nedir?
Ka = 1,75x10-5 (25oC)
Çözüm:
CH3COOH veya genel formülü ile HA suda
Başlangıç: 0,10 M 0 0
Değişim -x +x +x
Dengede: (0,10-x) M +x +x
Ka = [H3O+]2 / CHA
Ka =1,75x10-5 = x2 / (0,10-x)
Son kabulümüzün uygulanabilirliği test edildiği zaman
0,10 / 1,75.10-5 >103
Asidin iyonlaşması ile başlangıç derişiminin fazla değişmediği düşünülebilir ve paydadaki H3O+ derişimi CHA yanında ihmal edilebilir.
1,75x10-5 = x2 / 0,10
x2 = 1,75x10-6
[H3O+] = x = 1,32x10-3M
pH = -log 1,32x10-3
pH = 2,88
Aynı kurallar zayıf bazlar içinde geçerlidir.
B + H2O BH+ + OH- Kb = ([BH+] [OH-] /
2H2O H3O+ + OH- Ksu = [H3O+] [OH-]
Kb = [OH-]2 / CB – [OH-]
Kb = [OH-]2 / CB
Eğer Kb değeri 10-9 dan küçük ve bazın derişimi de 10-3 M dan daha küçük ise suyun iyonlaşma etkisini göz önüne almak zorundayız.
B + H2O BH+ + OH- Kb = ([BH+] [OH-] /
2H2O H3O+ + OH- Ksu = [H3O+] [OH-]
[OH-] = [OH-]zayıf baz + [OH-]su
Zayıf bazdan gelen [OH-] aynı zamanda [BH+] ya, sudan gelen [OH-] ise suyun [H3O+] ya eşittir. Dolayısıyla
[OH-] = [BH+] + [H3O+] yazılabilir.
[BH+] = Kb / [OH-]
[H3O+] = Ksu / [OH-]
Bu değerler yerine konulduğunda
[OH-] = Kb / [OH-] + Ksu / [OH-]
[OH-]2 = Kb + Ksu
[OH-] = (Kb + Ksu)1/2
Baz zayıf olduğundan dengedeki B derişimi, bazın başlangıç derişimine eşit olarak düşünülebilir. Böylece eşitlik
[OH-] = (KbCB + Ksu)1/2
haline gelir.
KbCB >> Ksu olduğunda eşitlik
[OH-] = (KbCB) 1/2 şeklini alır.
Örnek:
2,5x10-5 M anilin, C6H5NH2, çözeltisindeki türlerin derişimlerini ve pH değerlerini bulunuz.
Kb = 4,30x10-10
Dikkat edilmesi gereken husus Kb değerinin 10-9 dan, baz derişimin ise 10-3 M dan küçük olduğudur.
C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH-
[OH-] = (KbCB) 1/2
[OH-] = (4,30x10-10 x 2,5x10-5 + 1,00x10-14)1/2 = (1,08x10-14 + 1,00x10-14) 1/2
[OH-] = 1,44x10-7 M
[OH-] = [C6H5NH3+] = 1,44x10-7 M
[C6H5NH2] = 2,5x10-5–1,44x10-7 = 2,49x10-5 M
[H3O+] = Ksu / [OH-] = 1,00x10-14 / 1,44x10-7 = 6,94x10-8 M
pH= -log 6,94x10-8 = 7,16
03.03. Poliprotik Asitler ve pH
Çözeltide iyonlaştığında birden fazla hidronyum iyonu (H3O+ ) veren asitlere poliprotik veya polifonksiyonlu asitler denir. Poliprotik asitlere, fosforik asit (H3PO4), karbonik asit (H2CO3) sülfürik asit (H2SO4), okzalik asit ( H2C2O4) örnek verilebilir.
Örnek olarak fosforik asiti verecek olursak , fosforik asit iyonlaştığı zaman 3 tane H3O+ iyonu verebiliyor.
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ Ka1 = 7,11x10-3
H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ Ka2 = 6,34x10-8
HPO42- + H2O PO43- + H3O+ Ka3 = 4,20x10-13
Ka1 >> Ka2 >> Ka3
Genel gösterimi;
H2A + H2O HA- + H3O+
HA- + H20 A2- + H3O+
olan poliprotik asitlerde zayıf asitlere benzer şekilde bir takım yaklaşımlarda bulunmamız gerekiyor Eğer Ka değerleri 10-4 – 10-9 arasında ve derişim 1-10-3 M arasında ise suyun ayrışma dengesini düşünmemize gerek yoktur.
Diğer taraftan Ka1 ve Ka2 arasındaki oran 103 ve daha fazla ise 1.dengeyi düşünür, ikinci dengeyi ihmal edebiliriz. Ve problem monoprotik bir asit çözeltisindeki pH hesaplaması problemine dönüşür.
Örnek:
0,10 M karbonik asit (H2CO3) çözeltisinin pH sı nedir?
Ka1 = 4,45x10-5
Ka2 = 4,69x10-11
Çözüm:
H2CO3 + H20 HCO3- + H3O+ Ka1 = 4,45x10-5
HCO3- + H2O CO32- + H3O+ Ka2 = 4,69x10-11
Ka değerlerinden görüldüğü gibi suyun ayrışma dengesinin etkisini düşünmeye gerek yoktur. Ka1 / Ka2 >> 103 olduğundan sadece 1.iyonlaşma dengesini düşünerek [H3O+] bulunabilir ve pH hesaplanır.
H2CO3 + H20 HCO3- + H3O+
Başlangıç: 0,10 M 0 0
Değişim -x +x +x
Dengede: (0,10-x) M +x +x
Ka1= [HCO3-] x [H3O+] / [H2CO3] x [H2O]
[H2O] ihmal ediliyor.
Ka1 = 4,45x10-5 = (x2) / (0,10-x)
Bu eşitliğin çözümünden x bulunur.
x2 + 4,45x10-5x- 4,45x10-6= 0
x = 0,0298 = [H3O+]
pH = -log 2,98x10-2 = 2-log 2,98 = 1,53
Eğer poliprotik asitlerde Ka2, Ka1’e göre ihmal edilebilecek kadar küçük olmakla beraber asitlik değeri oldukça yük
e yani 10-4 den büyükse problemi monoprotik asit sistemine indirgeyerek çözümleyemeyiz. Bunun en iyi örneğini H2SO4 çözeltilerinde görüyoruz. 03.04. Tampon Çözeltiler
pH sı belli olan, seyrelmeyle veya az miktarda kuvvetli asit veya baz ilavesi sonucu pH sı değişmeyen çözeltilere tampon çözeltiler denir.
Tampon çözelti zayıf bir asit ve konjüge bazını veya zayıf baz ve konjüge asidini içeren bir çözeltidir
Zayıf bir asit olan HA çözeltisi ile NaA tuzu ile karıştırılarak tampon çözeltisi hazırlanır
Genellikle oldukça derişik çözeltilerle çalışıldığından, Ka değeri de 10-4 -10-9 arasında düşünüldüğünden suyun iyonlaşma etkisini düşünmeye gerek yoktur.
[H3O+] = Ka x [ HA] / [A-]
formülünden [H3O+] iyonunun derişimi oradan da ortamın pH’sı hesaplanır.
Tampon hazırlamayı değişik örneklerle açıklayabiliriz.
Örnek 1.
1 M sodyum format (NaHCOO) ve 0,5 M formik asit (HCOOH) içeren çözeltinin pH’sı nedir?
Ka = 1,80x10-4
Öncelikle formik asidin (HCOOH) tepkimesi yazılır.
[HCOO-] = [NaHCOO]
Ka = [HCOO-] x [H3O+] / [ HCOOH]
[H3O+] = Ka x [ HCOOH] / [HCOO-]
[H3O+] = 1,80x10-4( 0,5/1)
[H3O+] = 9,0x10-5
pH= 4,04
Örnek 2.
200 mL 0,4 M NH3 ve 0,1 M NH4+çözeltisine 50 mL 0,025 M HCl asit eklendiğinde oluşacak tampon çözeltinin pH’ sı nedir?
Baz çözeltisine HCl asit çözeltisi ekleniyor. Bu demektirki NH3 çözeltisinin derişimi eklenen asit kadar azalacak ve konjüge asidi olan NH4+ iyonunun derşimi de eklenen asit kadar artacaktır.
Diğer bir dikkat edilmesi gereken konu ise çözeltinin son hacminin değiştiği. Toplam hacim arttığı için NH4+ ve NH3 derişimleri de değişecek.
[NH3] = (0,4 x 0,2) – (0,05 x 0,025)] /0,250
[NH3] = 0,315
[NH4+] = (0,1 x 0,2) + (0,05 x 0,025)] /0,250
[NH4+] = 0,085
Ka x Kb = Kw
Kb= Kw / Ka
Kb= 1,0x10-14 /5,70x10-10
Kb= 1,75x10-5
Kb= [NH4+] x [OH-] /[NH3]
[OH-] =Kb x [NH3] / [NH4+]
[OH-] = 0,315 x 1,75x10-5 / 0,085
[OH-] = 6,48x10-5
pOH = 4,19
pOH + pH =14
pH = 14 - 4,19 = 9,81
04. Asit veya Bazların Titrasyon Eğrileri
04.01. Kuvvetli Bir Asidin Kuvvetli Bir Bazla Titrasyonu
Asit baz titrasyonlarında hesaplanması gereken dört temel nokta vardır.
Son düzenleme moderatör tarafından:
