1.1.Oto-İyonizasyon: Saf su pratik olarak elektriği iletmez. Ancak duyarlı araçlarla yapılan iletkenlik ölçümleri, arı suyun çok az oranda da olsa elektriği ilettiğini göstermektedir. Buna göre, 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) + H2O (s)  H3O + (aq) + OH - (aq) Sulu ortamında H+ iyonu bulunamayacağından her bir H+ iyonu bir su molekülüne bağlanır. Bu şekilde gerçekleşen iyonlaşmaya otoiyonizasyon denir. Bu şekilde tüm su molekülleri iyonlaşmış olur. Ancak yazılım kolaylığı oluşturması için yukarıdaki denklem; H2O (s)  H + (aq) + OH - (aq) Saf suyun iyonlaşması= -x +x +x

H2O (s)  H + (aq) + OH - (aq) 1.2. Saf su elektrik akımı iletir mi? Saf suyun çok azda olsa iyonlaştığını bir önceki derste gördük. Şimdi acaba ne kadar iyonlaşır ve ya ne kadar elektrik akımını iletir sorusunu bir örnek üzerinde anlamaya çalışalım. Örnek; 25°C’ ta Ksu =1 x 1014 tür. Bu sıcaklıkta an sudaki hidrojen ve hidroksit iyonları derişimleri ile suyun iyonlaşma yüzdesini hesaplayınız? (1 L su üzerinden) H2O (s)  H + (aq) + OH - (aq) -x Başlangıç: Değişim: +x 56,6 -x Sonuç: NOT: Yandaki durum göstermektedir ki 1 milyar su molekülünden yaklaşık 2 tanesi iyonlaşmaktadır. Bu durum da saf suyun çok zayıf bir iletken olduğunu göstermektedir.

Nötr Çözeltilerde : [H+] = [OH-]= 1.0 x10-7 1.3.Suyun İyonlaşması H2O (s)  H + (aq) + OH - (aq) Bu dengeye ilişkin denge sabitine suyun iyonlaşma sabiti denir ve Ksu ile gösterilir. Ksu 25°Ctaki nicel değeri 1,00 x 10-14'tür. Diğer denge sabitlerinde olduğu gibi, Ksu’yun değeri sıcaklığa bağlıdır. Suyun iyonlaşması endotermik olduğundan sıcaklık arttıkça Ksu’ yun değeri de artar. Örneğin; Ksu’ yun 60°C'taki değeri 9,55 x 10-14, 100°C'taki değeri de 5,50 x 10-13 tür. Kw = [H3O+] [OH-] =[H+] [OH-]= 1.0  10-14 Kw =1.0  10-14 =X . X ve X= [H+] = [OH-] =1.0  10-7 Nötr Çözeltilerde : [H+] = [OH-]= 1.0 x10-7 Asidik Çözeltilerde: [H+] > [OH-] Bazik Çözeltilerde : [H+] < [OH-]

1.3. pH ve pOH Kavramı: Saf Su İçin: pH = -log[10-7] = 7 pH = -log[H+] H2O (s)  H + (aq) + OH - (aq) -x +x +x Kw = [H+] [OH-]= 1.0  10-14 1.0  10-14 =X . X X= [H+] = [OH-] =1.0  10-7 M Saf Su İçin: pOH = -log[OH-] pH = -log[H+] pH + pOH = 14 pH = -log[10-7] = 7 pOH = -log[10-7] = 7 pOH = 7 ise çözelti Nötr pOH < 7 ise çözelti Asidik pOH > 7 ise çözelti Bazik

NOT: Verilen örneklerde su amfoter olarak davranmıştır. 2.1 BRONSTED-LOWRY Asit –Baz Tanımı Kimyasal tepkimelerde, H+ iyonu veren maddeler ASİT , H+ iyonu alabilen maddelere BAZ denir. Bu tür asit ve baz çiftine konjuge (eşlenik) asit baz çifti denir. Örnek: CH3COOH(aq) + H2O(S)  CH3COO - (aq) + H3O+(aq) Baz Konjuge baz Asit Konjuge asit CH3NH2 + H2O (s)  CH3NH3+ + OH - Baz Asit Konjuge Asit Konjuge Baz NOT: Verilen örneklerde su amfoter olarak davranmıştır.

NOT: Verilen örneklerde su amfoter olarak davranmıştır. 2.2.Eşlenik Asit-Baz çiftleri H3PO4 + H2O  H3O + + H2PO4 - Baz Asit Konjuge Asit Konjuge Baz HC2H3O2 + H2O  H3O + + C2H3O2 - Baz Asit Konjuge Asit Konjuge Baz NH 3 + H2O  NH4 + + OH - Asit Baz Konjuge Asit Konjuge Baz NOT: Verilen örneklerde su amfoter olarak davranmıştır.

2.3. Zayıf Bazların Ayrışma oranları Kuvvetli asitlerin %100 iyonlaştığı varsayılır, bu yüzden asitin molar derişimini, H+ molar derişimi olarak alınır. Zayıf asitlerde iyonlaşma yüzdesi düşük olduğuna göre, aynı şekilde asit molar derişimine bakılarak doğrudan H+ molar derişimi belirlenemez. Asitin ya iyopnlaşma yüzdesi ya da iyonlaşma tepkimesine ilişkin denge sabitinin bilinmesi durumunda hesaplama yapılabilir. HCl asiti kuvvetli bir asittir ve iyonlaşma denklemi aşağıdaki gibi yazılır. Asetik asit ise Zayıf asittir. Dolayısıyla ayrışma %100 olmaz.

2.3. Zayıf Bazların Ayrışma oranları Zayıf asitler ve bazlar suda denge oluşturarak çözünürler. Aşağıda verilen denge bağıntılarını irdeleyiniz.

2.4. Ka ve Kb değerleri nin yorumlanması. Zayıf asitler ve bazlar suda denge oluşturarak çözünürler. Aşağıda verilen denge bağıntılarını irdeleyiniz. YORUM: HBr ve HI kuvvetli asitlerdir. HCOOH ve CH3COOH asitleri zayıf asitlerdir. Ka değerlerinin büyüklüğü asitlerin kuvvetlilik derecelerini veriri. Verilen bazların hepsi zayıf bazlardır. Bazların kuvvetlilik dereceleri I>II>III şeklindedir. YORUM:

2.5.a. Asit ve Bazların Kuvvetlilik Dereceleri Asitlerin ve bazların kuvveti, bunların suda iyonlaşma yüzdeleri ile ilgilidir. Suda %100'e yakın oranda iyonlaşan asit veya bazlara kuvvetli asitler veya bazlar denir. Asit ve bazlarda iyonlaşma yüzdesi Ka ya da Kb sabitleriyle belirlenir. Ka ve ya Kb değerleri de asit ve bazların kuvvetleri hakkında bilgi verir. Diğer bir deyişle kuvvetli asitler veya bazlar kuvvetli elektrolitlerdir. Elektrik akımı iletkenliği de asitin kuvveti hakkında bilgi verir. Kuvvetli Asit Kuvvetli Baz

2.5. b. Çok kullanılan bazı kuvvetli asit ve bazlar: Başlıca Kuvvetli Asitler: Hidroklorik asit :HCl Hidrobromik asit :HBr Hidroiyodik asit :HI Nitrik asit :HNO3 Sülfürik asit :H2SO4 Perkiorik asit :HClO 4 Başlıca Kuvvetli Bazlar: Sodyum hidroksit :NaOH Potasyum hidroksit :KOH Mağnesyum Hidroksit :Mg(OH) 2 Calsiyum Hidroksit :Ca(OH) 2 Baryum Hidroksit :Ba(OH) 2 Stransiyum Hidroksit :Sr(OH) 2

2.5.c.Asitlerin Kuvvetlilik Derecelerinin Karşılaştırılması Aynı periyotta sağa doğru gidildikçe ametallerin elektro negatifliği arttıkça, a metallerin hidrojenli bileşiklerinin + ve – kutuplaşma isteği artar ve dolayısıyla ametallerin hidrojenli bileşiğinin asit karekteri artar. Örnek: NH 3 < H 2 O < HF H S< HCl yönüne doğru bileşiklerin asit özelliği artar.

2.5.c.Asitlerin Kuvvetlilik Derecelerinin Karşılaştırılması 2. Periyodik cetvelde aynı grupta bulunan elementlerin yukarıdan aşağı doğru elektronegatiflikleri azalır. Bunun sonucu bileşiklerin asitlik kuvvetlerinin azalması beklenir. Grupta yukarıdan aşağı doğru atomların hacimleri artar. Atom hacminin artması atom merkezleri arasındaki uzaklığı artırır. Bu da H - X bağının zayıflamasına ve HX molekülünün suda H+ ve X- şeklinde iyonlaşmasına sebep 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, Örnek: 7A grubu elementlerinin asitlerinin kuvvetlilik sırası ; HI > HBr > HCl > HF şeklindedir.

2.5.d.Oksi Asitlerin Kuvvetlilik Dereceleri 1. 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, 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 bileşiklerinin asitlik kuvvetlerinin sırası; HOCl > HOI Örneğin; S atomu, P atomundan daha elektronegatiftir. Öyleyse, H2SO4 >H3PO4 2. Z atomuna bağlanmış elektronegatifliği yüksek atom sayısı arttıkça bu durum Z'nin H - O bağındaki elektronları daha çok çekmesine neden olur. Bu da asidi kuvvetlendirir. Kısaca; Aynı ametalin oksi asitlerinde oksijen sayısı arttıkça asit kuvveti artar. Örneğin; HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 ; H2SO3< H2SO4 ; HNO2 <HNO3

2.5.d.Oksi Asitlerin Kuvvetlilik Dereceleri -COOH grubu bulunduran asitlere Karboksilik Asitler denir. Karboksilik asitlerde –COOH grubu sayısı ve C sayısı arttıkça asit kuvveti azalır. Ayrıca ά karbona bağlı elektro negatifliği yüksek grup sayısı arttıkça asit kuvveti artar. C –COOH H I H - Cl Cl - >

2.5.e.Bazların Kuvvetlilik Dereceleri Metal OH’lere kısaca baz denir. 1. Aynı periyotta bulunan metal hidroksitlerinin (MOH) bazlık kuvveti M metalinin elektronegatifliğine bağlıdır. M'nin elektronegatifliği ne kadar azsa M - OH bileşiğinin suda M+ ve OH- şeklinde iyonlaşması kolaylaşır. Aynı periyotta sağa doğru gidildikçe MeOH lerin bazlık kuvveti azalır. Örnek: NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 Bu durum hidrojenli bileşikler içinde geçerlidir. NH3>H2O >HF

2.5.f.Bazların Kuvvetlilik Dereceleri 2.Aynı grupta bulunan elementlerin elektronegatiflikleri yukarıdan aşağıya doğru azalır. Buna karşılık atom çapları artar. Bu nedenle bu elementlerin oluşturdukları bazların kuvveti yukarıdan aşağı artar. Örneğin; IIA grubu elementlerinin oluşturduğu bazların kuvvetleri için şu sıralama yapılabilir: Be(OH) 2 < Mg(OH) 2 < Ca(OH) 2< Sr(OH) 2 < Ba(OH) 2 Aşağıda verilen bazlar zayıf bazlardır. Amonyak : NH3 Kb: 1,8 .10 -5 Anilin : C6H5 NH2 Kb: 4,3 .10 -10 Metilamin : CH3 NH2 Kb: 4,2 .10 -4 Etilamin : C2 H5 NH2 Kb: 4,3 .10 -4 Piridin : C5 H5 N Kb: 4,3 .10 -4

Mg(OH) 2 ve Ca(OH) 2 gibi Bazların Kuvvetlilik Dereceleri Mg(OH)2 ve Ca(OH)2 gibi kuvvetli bazlar suda az çözünür. Bu sebeple genellikle zayıf bazlar diye bilinirler. Ancak bilinenin aksine suda çözünen kısmı %100 e yakın iyonlaşır. Asit ve bazların kuvvetlilik derecelerinin bir ölçüsü de Ka ve Kb değerleridir. Ka’ sı büyük olan asitler kuvvetli asitler, Kb’ si büyük olan bazlar da kuvvetli bazlar diye bilinirler. Ancak Mg(OH)2 ve Ca(OH)2 suda kötü çözünürler. Bu sebeple suda çözünen bazın iyon derişimi de çok küçüktür. Yine bu sebeplerden dolayı Kb si küçük olur. Ancak suda çözünen bazın tamamına yakın kısmı suda çözündüğünde tamamen iyonlaştığı için bilinenin aksine Mg(OH)2 ve Ca(OH)2 kuvvetli bazdır. Okuma Parçası

NÖTR TUZ: Kuvvetli asitle, kuvvetli bazın tuzuna denir. 2.5.Katyon/anyonların Asitliği/bazlığı 2.5.a. Nötr katyon /anyonlar NaOH + HCl → NaCl + H2O KB KA Nötr Tuz Na + + H2O → NaOH → Na ++ OH - Cl - + H2O → HCl → H ++ Cl- Kuvvetli asitlerle kuvvetli bazların oluşturduğu tuzların sudaki çözeltisi nötr özellik gösterir. Yani tuzu oluşturan (+) ya da (-) iyon su ile tepkimeye girmez. NaCl suda çözündüğünde; Na+ ve Cl- iyonlarının su ile hidroliz olmazlar. Yani Na+ ve Cl- sudan gelen H+ ve OH- iyonlarını tutmaz. NaOH ve HCl kuvvetli baz ve asit olduğundan çözünerek çözelti oluştururlar. Na+ +H2O →tepkime yok Cl-+H2O →tepkime yok NÖTR TUZ: Kuvvetli asitle, kuvvetli bazın tuzuna denir.

BAZİK TUZ: Kuvvetli bazlarla, zayıf asitlerin tuzuna denir 2.5.Katyon/anyonların Asitliği/bazlığı 2.5.b. Bazik katyon /anyonlar HCN + NaOH → NaCN + H2O KB ZA Bazik Tuz CN- (aq) + H2O → HCN (aq) + OH- (aq) Baz Asit NaCN çözününce oluşan Na+ ve CN- iyonlarından CN- nin su ile tepkime verir. CN- iyonları sudan H+ tutar. Çünkü HCN zayıf asittir. Dolayısıyla suda çözünmez. Na+ iyonları ise sudan OH- tutamaz. Çünkü NaOH kuvvetli baz olup çözeltide Na+ , OH- iyonları şeklinde bulunur. BAZİK TUZ: Kuvvetli bazlarla, zayıf asitlerin tuzuna denir

ASİDİK TUZ: Kuvvetli asitlerle, zayıf bazın tuzuna denir. 2.5.Katyon/anyonların Asitliği/bazlığı 2.5.c. Bazik katyon /anyonlar NH3 + HCl → NH4Cl + H2O ZB KA Asidik Tuz NH4+ (aq) + H2O → NH3 (aq) + H3O+(aq) Baz Asid NH4Cl sua çözününce oluşan NH4+ ve Cl- iyonlarından NH4+ katyonu su ile tepkime verir. NH4+ iyonları sudan H+ tutar. Çünkü NH3 zayıf bazdır. Dolayısıyla NH3 suda çözünmez. Cl- iyonları ise sudan H+ tutamaz. Çünkü HCl kuvvetli asit olup çözeltide H+ , Cl- iyonları şeklinde bçözünür. ASİDİK TUZ: Kuvvetli asitlerle, zayıf bazın tuzuna denir.

Asitlerin Zararları Okuma Parçası Asit ve bazlar genel anlamda tehlikeli maddelerdir. Asitlerin Zararları kuvvetliliğinden ziyade derişim ve cinsleriyle ilgilidir. Kuvvetli yada zayıf olmalarıyla genel olarak ilgisi yoktur. Mesela, bildiğimiz sülfürik asit; hangi konsantrasyonda olursa olsun, gözlerle teması tehlikelidir. Derişik sülfürik asit deride şiddetli yanıklar meydana getirir. Sulandırılırken, asit daima yavaş ve dikkatlice suya dökülür, asla tersi yapılmaz. Nitrik asitin zararı ve tehlikesi, konsantrasyon arttıkça artar. Yüksek konsantrasyondaki nitrik asitle çeker ocakta çalışılmalıdır. Dumanlı ve derişik nitrik asit vücut ve özellikle gözler için tehlikelidir. Yüksek ısıda son derece zehirli nitrojen oksit buharları verir. Hidroflorik asit; zayıf asit olmasına rağmen son derece tehlikelidir. Vücudun neresine değerse değsin şiddetli yanıklar yapar ve çabuk iyi olmaz. Buharı da solunumda tehlikeli olup, fazlası ölüme neden olabilir. Bu bakımdan ancak iyi işleyen bir çeker ocak içinde kullanılır. HCN asidi zayıf asit olduğu halde oldukça zehirlidir. Bundan dolayı laboratuvar çalışmalarında daima iyi çeken kapalı ocaklarda çalışmalıdır. Zehirlenme belirtileri; hızlı solunum, kan basıncında düşme, şuur bulanıklığı ve komadır. Bu örnekleri kuşkusuz daha da artıra biliriz. Ancak anlatmak istediğimizi ifade ettiğimize inandığımız için bu kadar örnekle yetiniyoruz.

pH = -log[H+] pH = -log10 – 2 pH = 2 pOH = -log[OH-] pH = -log10 –3 2.7.a.Kuvvetli asit ve bazlarda pH Kuvvetli asit ve bazlar suda çözündüklerinde % 100 iyonlaşırlar. Asit yada baz derişiminden yola çıkılarak, H+ ve OH- iyonu derişimi bulunur. Daha sonra da pH ya da pOH ulunur. 10 – 2 M HCl çözeltisinin pH=? HCl → H + + Cl - Çözüm 10 – 2 pH = -log[H+] pH = -log10 – 2 pH = 2 Örnek 10 – 3 M NaOH çözeltisinin pH=? NaOH → Na+ +OH- Çözüm 10 – 2 pOH = -log[OH-] pH = -log10 –3 pOH =3 pH=11 Örnek

2.7.b.Kuvvetli asit ve bazlarda pH ( log 1,1 = 0,04 ; log 2 = 0,3 )

2.7.c.Kuvvetli asit ve bazlarda pH d ve e örneklerinde sudan gelen H+ iyonu ihmal edilmez.

2.7.d.Kuvvetli asit ve bazlarda pH 7,3 g HCl ile 10 litre çözelti hazırlanıyor. Çözeltinin pH sı nedir? (HCl: 36,5)

2.7.e.Kuvvetli asit ve bazlarda pH Kuvvetli bir baz olan Sr(OH)2 ' in 61 gramı ile 1000 mL çözelti hazırlanıyor. Çözeltinin pH'sini hesaplayınız. [Sr(OH) 2 : 122]

2.8.a.Zayıf Asitlere pH hesaplamaları Suda çözündüğünde % 100 iyonlaşmayan asitlere zayıf asitler diyoruz. Zayıf asitleri HA ile gösterirsek, ilgili asitin denge sabiti; Asidin iyonlaşma sabiti (asitlik denge sabiti), asidin iyonlaşma yüzdesini veya asidin kuvvetini (proton verme eğilimini) anlamamıza yardımcı olur. Ka arttıkça asidin iyonlaşma yüzdesi, diğer bir deyişle kuvveti artar.

Örnek: 25 °C'ta 0,5 mol/L CH3COOH çözeltisindeki [H+ ]= 3x10-3 mol/L olduğuna göre CH3COOH n Ka değerini hesaplayınız? Çözüm:

Örnek: 0,01 M CH3COOH çözeltisinin pH=? Ka=10-6 Çözüm:

2.8.b.Zayıf Asitlere pH hesaplamaları Suda çözündüğünde % 100 iyonlaşmayan bazlara zayıf bazlar diyoruz. Tabloda bazı zayıf bazların 25 °C’taki Kb de¤erleri verilmiştir. Kb değerleri suda çözünen bazların ne kadar iyonlaştığının göstergesidir. Kb değere küçük olan tabloda verilen bazlar, zayıf bazlar olarak bilinirler.

2.8.b.Zayıf Asitlere pH hesaplamaları Yan tarafta zayıf bir baz olan amonyağın iyonlaşma durumu verilmiştir. Burada hidroksit iyonunun derişimi bulunur ve pOH yada pH hesaplaması kolaylıkla yapılır. Benzer şekilde diğer zayıf bazların pH’larıda aynı yöntemle hesaplanır.

Örnek: Amonyak suda çözülerek 0,05 M çözelti hazırlanıyor. NH3 için Kb = 2 x 10-5 olduğuna göre, Çözeltinin pH'si kaçtır? Çözüm

Al(OH)3 + 3NaOH → Na3AlO3 + 3H2O asit baz tuz su Bazların Amfoterliği: H -O- X formülüne sahip bir bileşiğin X elementinin elektronegatifliğine bağlı olarak asit veya baz gibi davranır. X, elektronegatifliği yüksek (2 den büyük) bir ametal ise H-OX bağındaki polarlık artacağından H-OX bileşiği suda H+, OX- şeklinde iyonlaşır ve asit olarak davranır (H:2,1). X, elektronegatifliği düşük (1,6 dan küçük) bir metal ise X - OH bağı daha polar olur ve HOX; OH- , X+ iyonlarına ayrışarak bazik bir çözelti oluşturur. X'in elektronegatifliği 1,5 – 2,0 arasında ise HOX bileşiğinin polarlaşma durumu tepkimeye girdiği maddenin durumuna göre değişir. HOX bileşiği, kuvvetli asitler karşısında baz, kuvvetli bazlar karşısında asit gibi davranır. Bu şekilde hem asit hem de baz gibi davranabilen bileşiklere amfoter bileşik denir. Al(OH)3, Zn(OH)2 , Be(OH)2, Pb(OH)2 gibi hidroksitler bu yüzden amfoterdir. Örneğin; Al(OH)3 amfoter bileşiklerden biridir. Bu bileşik hem NaOH hem de HC1 ile birleşerek tuz oluşturur. Al(OH)3 + 3NaOH → Na3AlO3 + 3H2O asit baz tuz su Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O baz asit tuz su Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O asit baz tuz su Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O baz asit tuz su Bazı elementlerin elektro negatiflikleri: H:2,1; Be:1,5 ; Al:1,5; Zn:1,6; Pb:1,8

Aşağıda verilen örnekleri çözünüz? 0,1M HCN çözeltisinin pH’ı kaçtır? (Ka=1.10-10) 0,1M HF çözeltisinin pH’ı kaçtır? (Ka=1.10-7) 0,2M CH3COOH çözeltisinin pH’ı kaçtır? (Ka=5.10-5) Doygun Mg(OH)2 çözeltisinin pOH’ı kaçtır? (Kb=4.10-12) Doygun Ca(OH)2 çözeltisinin pH’ı kaçtır? (Kb=4.10-6) 0,1M NH3 çözeltisinin pOH’ı kaçtır? (Ka=1.10-5) 0,5M HX asitinin pH’ı 3 tür. Buna göre HX’in: a)İyonlaşma yüzdesi kaçtır? b) Asitlik sabiti kaçtır? 0,8 M HY asiti %0,5 oranında iyonlaşmaktadır. Buna göre: HY çözeltisinin pH’ı kaçtır? HY nin asitlik sabiti kaçtır? pH’ı 4 olan HA asitinin derişimi kaç molardır? (Ka=5.10-8) 0,1M H2S çözeltisinin pH’ı kaçtır? (Ka1= 1.10-7 , Ka2=1.10-14) 0,2 M H2SO3 çözeltisinin pH’ı kaçtır? (Ka1= 2.10-2 ve Ka2=1.10-7) 0,2M H3PO4 çözeltisinin pH’ı kaçtır? (Ka1= 8.10-3 ve Ka2=6.10-8 ve Ka3=2.10-12) NOT: (log2=0,3)(log4= 0,45)

3.1. Çözeltilerin Nötralliği Çözeltilerin nötralliğinin kontrolünde uygulanan en yaygın yöntem pH ölçme yöntemleridir. pH=7 tüm çözeltiler için nötralliği ifade eder. Bu bağlamda tabloda verilen değerleri tartışınız.

3.1.a. İndikatörler Bir titrasyonda eşdeğerlik noktasını veya ona en yakın noktayı belirlemek için kullanılan maddelere indikatördenir. İndikatörün etkisi çözeltide birkaç şekilde olabilir: 1.Eşdeğerlik noktasında veya ona en yakın noktada çözeltinin rengini değiştirir. 2.Çözeltide bir çökelti meydana getirir veya var olan çökeltiyi giderir. 3.Renkli bir çökelti meydana getirir veya renkli çökelti kaybolur. 4.Çökeltinin rengi başka bir renge döner. Bazen kullanılan çözelti veya ayıracın kendisi indikatör görevi yapabilir. Örneğin; permanganat ile yapılan titrasyonlarda, ayıracın bir damla fazlasının çözeltiyi mor renge boyaması dönüm noktasını gösterir. Bunun tersi de bazen geçerlidir. Örneğin; tiyosülfat ile iyot titrasyonunda, çözeltideki iyodun sarı renginin kaybolması titrasyonun dönüm noktasını belirtir. Yukarıdaki türde bazı örneklerin dışında çoğu kere çözeltiye indikatör maddesinin eklenmesi gerekir. Mesela turnusol kağıdının asidik ortamda kırmızı, bazik ortamda da mavi olduğu ve fenolfitaleinin asidik ortamda renksiz, bazik ortamda ise kırmızı olduğu bilinir.

3.1. İndikatölerin asidik ve bazik ortamdaki renk değişimleri Etkinlik Laboratuarlarda sık kullanılan bazı indikatörler ve bunların renk değiştirdikleri pH değerleri tabloda verilmiştir. İNDİKATÖR DÜŞÜK pH pH DEĞİŞİM ARALIĞI YÜKSEK pH Methyl violet SARI 0.0 - 1.6 MAVİ Thymol blue KIRMIZI 1.2 - 2.8 Methyl orange 3.2 - 4.4 Bromocresol green 3.8 - 5.4 Methyl red 4.8 - 6.0 Litmus (turnosol) 5.0 - 8.0 Bromotimol mavisi 6.0 - 7.6 8.0 - 9.6 Fenolfitalein RENKSİZ 8.2 - 10.0 PEMPE Thymolphthalein 9.4 - 10.6 Alizarin yellow 10.1 - 12.0 Titrasyonda yaygın olarak kullanılan indikatörlerden bazıları fenolftalein ve turnusoldür. Fenolftalein asit ve nötr ortamlarda renksiz, bazik ortamlarda pembe renklidir. Turnusol pH'si 4,5'den küçük olan ortamlarda kırmızı, pH'si 8,3'ten büyük olan ortamlarda mavi renklidir. Renk değişim aralığının ortalaması 6,5 olup bu nötr değere çok yakındır.

3.1.b. pH metreler pH metre endüstride veya laboratuarlarda kullanılan sıvıların pH'larını ölçmeye yarayan aletlerdir. pH ölçümü üç parçadan oluşur: pH ölçüm elektrodu, referans elektrodu, ve yüksek empedans girişli bir cihaz. Pano tipi pH Metre pH değerlerini değişik yöntemlerle belirleye biliriz. Turnusol indikatörünün kullanımını kolaylaştırmak için turnusol boyası bir kurutma kâğıdına emdirilerek kurutulur. Bu kâğıda turnusol kâğıdı denir. Bu kâğıttaki turnusol boyası asidik ortamlarda kırmızı, bazik ortamlarda mavi renk oluşturur. Kurutma kâğıdına birkaç tür indikatör çözeltisi karışımı emdirilerek tüm pH değerlerini gösterebilen pH kâğıtları yapılmıştır. Bu kâğıt, pH'si bilinmeyen çözeltiye batırıldığında bir renk oluşturur. Bu renk pH kâğıdının kapağındaki renklerle karşılaştırılarak çözeltinin pH'si kabaca bulunur. Ancak pH metrelerde gerçek değer ekrana yansır. Daha doğru pH ölçümleri hassas pH metrelerle elde edilir.

3.2. Kuvvetli asit ve bazlarda pH (Titrasyon) Nötrleşme gerçekleştirilirken eşit mol sayılarında H+ ve OH- iyonlarının tepkimeye girmesi sağlanır. Bunun için asit üzerine baz veya baz üzerine asit damla damla eklenir. Yapılan bu işleme “titrasyon” denir. Titrasyonda nötrleştirilecek çözelti bir erlenmayere konur. Üzerine birkaç damla indikatör damlatılır. Derişimi bilinen çözelti (standart çözelti) büret denilen dereceli cam kaba konur. Büretin musluğu açılarak standart çözelti damla damla erlenmayerdeki çözeltiye damlatılır. Bu işleme indikatör renk değiştirinceye kadar devam edilir. Büretten tüketilen çözelti hacmi okunarak gerekli hesaplamalar yapılır. Bir titrasyonda ayarlı maddenin titre edilen maddeyi tam olarak tükettiği noktaya “eşdeğerlik noktası” denir. Örneğin; kuvvetli bir asitle kuvvetli bir bazın titrasyonunda pH'ın7 olduğu nokta, eşdeğerlik noktasıdır. Eşdeğerlik noktası belli bir stokiometrik eşitliğe dayandığından, teorik olarak hesaplanabilir.

Mesela; HCl + NaOH → NaCl + H2O tepkimesinde 3.2. Kuvvetli asit ve bazlarda pH (Eşdeğerlik Noktası ve Eşdeğer gram sayısı) “Eşdeğer gram sayısı”, bütün kimyasal tepkimelerde bir eşdeğer gram madde, diğer maddenin bir eşdeğer gramı ile tepkimeye girer ve ürün verir. 36,5g 40 g Mesela; HCl + NaOH → NaCl + H2O tepkimesinde 1 eşdeğer gram HCl (36,5 g), 1 eşdeğer gram NaOH (40 g) ile birleşir ve NaCl ürününü meydana getirir. Eşdeğer gram, derişim birimlerinden olan Normalite ile yakından ilgilidir. Hatırlanacağı gibi normalite “bir litre çözeltide çözünen maddenin eşdeğer-gram sayısı” olarak tanımlanmaktadır. Dolayısıyla volumetrik analizlerde çözeltilerin normalite biriminden hazırlanması hesaplamalarda kolaylıklar sağlar.

3.2. Kuvvetli asit ve bazlarda pH (“Dönüm noktası”) Ttitrasyonda eşdeğerlik noktasını belirlemek için kullanılan indikatörün renginin değiştiği noktaya “Dönüm noktası” denir. Eşdeğerlik noktası ve dönüm noktası aynı nokta gibi görünmekle birlikte farklı noktalar da olabilir. Ayarlı bir asit çözeltisi ile baz tayininde indikatör olarak çoğunlukla fenolftaleyn çözeltisi kullanılır. Damla damla asit ekleyerek yapılan analizde, damlanın düştüğü noktada kırmızı renk meydana gelir, ancak bu dönüm noktası değildir. Çünkü çalkalandığında kaybolur. Titrasyona devam edildiğinde öyle bir noktaya gelinir ki asitin bir damla fazlası bütün çözeltiyi kırmızı renge boyar. Bu noktaya dönüm noktası denir. Bu titrasyonda dönüm noktası ile eşdeğerlik noktası aynı değildir. Çünkü fenolftaleyn pH yaklaşık 8.5 iken kırmızırenge döner. Eşdeğerlik noktası ise pH7 iken söz konusudur. Öte yandan demirin permanganatla titrasyonunda ortamdaki bütün demir(II) iyonları yükseltgendikten sonra permanganatın bir damla fazlası çözeltiyi mor renge boyadığından, bu titrasyonda eşdeğerlik noktası ve dönüm noktası aynı kabul edilir. Titrasyonda dönüm noktasında çözeltinin pH'sinde çok belirgin bir değişme gözlenir.

Örnek Çözüm 50 mL 0,1 M HCl çözeltisinin pHsı kaçtır? Bu çözeltiye 0,1 M’lık NaOH çözeltisinden aşağıdaki miktarjarda eklendiğinde ortamın pH değerim hesaplayınız? b. 50 mL NaOH çözeltisi c. 51 mL NaOH çözeltisi Çözüm

3.3. Asit Baz Tepkimelerinde pH (hidroliz) Asitlerle bazların nötrleşmeleri sonucu tuz oluşturduklarını biliyoruz. Kuvvetli elektrolit olan tuzlar suda tamamen iyonlarına ayrışır. Bazı tuzların iyonları su ile etkileşerek ortamın pH'sını değiştirir. Bir iyonun ya da bir tuzun su ile etkileşerek H+ veya OH- iyonları oluşturması olayına hidroliz denir. Suya etki ederek H+ veya OH- iyonları oluşturabilecek bir iyonun, ya sudan daha güçlü bir baz ya da sudan daha güçlü bir asit olması gerekir. Kuvvetli asitlerin eşlenik bazlarının, kuvvetli bazların eşlenik asitlerinin çok zayıf olduğunu biliyorsunuz. O hâlde kuvvetli asitlerin ya da kuvvetli bazların oluşturdukları iyonlar su ile tepkimeye girmez. Yani kuvvetli asitlerin yapısında bulunan F- , Br- , I- , NO3- , CIO3- vb. iyonlar ile kuvvetli bazların yapısında bulunan Na+, K +, Sr + 2, Ba+2 vb. iyonlar su ile etkileşmez. Sonuç olarak; kuvvetli bir asitle kuvvetli bir bazın nötrleşmesinden oluşan tuzun sulu çözeltisi nötrdür.

3.3. Asit Baz Tepkimelerinde pH (hidroliz) Kuvvetli asitle (HCl) zayıf bazın NH3 nötrleşmesinden oluşan bir tuz çözeltisinde sadece bazın eşlenik asidi su ile etkileşir. Suya proton veren bu madde ortamın asidik olmasına neden olur. NH4Cl (k) → NH3 (aq) + Cl-(aq) tepkimesine göre iyonlaşır. Cl- iyonu kuvvetli bir asit olan hidroklorik asidin eşlenik bazıdır. Cl- iyonu sudan daha zayıf bir baz olduğundan sudan H+ iyonu koparamaz yani su ile hidroliz olmaz. NH3 ' ın eşlenik asidi olan NH4 + iyonu sudan daha kuvvetli bir asittir. Yani su ile etkileşerek ona H+ iyonu verir ve ortamın asidik olmasını sağlar. NH4 + (aq) + H2O (s) ↔ H3O + (aq) + NH3(aq) Bu sebeple NH4 Cl çözeltisi asit karakterlidir. Sonuç olarak, kuvvetli bir asitle zayıf bir bazın nötrleşmesinden oluşan tuzun sulu çözeltisi zayıf asit özelliği gösterir.

3.3. Asit Baz Tepkimelerinde pH (hidroliz) Kuvvetli bir bazla zayıf bir asidin nötrleşmesinden oluşan bir tuzun sulu çözeltisinde, zayıf asidin eşlenik bazı sudan H+ iyonu alarak ortamın zayıf bazik özellik kazanmasına neden olur. Örnek; (CH3COONa) kuvvetli bir baz olan NaOH ile zayıf bir asit olan CH3COOH'in nötrleşmesi sonucu oluşan bir tuzdur, CH3COONa (aq) → CH3COO -(aq) + Na + (aq) Na+ iyonu su ile hidroliz olmaz. CH3COO - iyonu su ile; CH3COO -(aq) + H2O (s) ↔ CH3COOH (aq) + OH -(aq) tepkimesine göre hidroliz olarak bazik çözelti oluşturur. O hâlde CH3COONa‘ ın sulu çözeltisi zayıf baz özelliği gösterir.

Tuzu oluşturan asit ve baz 3.3. Asit Baz Tepkimelerinde pH (hidroliz) Tuzu oluşturan asit ve bazın her ikisi de zayıf ise tuzun hidrolizi asidin Ka'sı ve bazın Kb'sine göre değişir. Ka = Kb ise tuzun sulu çözeltisi nötrdür. Ka > Kb ise çözelti zayıf asit, Ka < Kb ise çözelti zayıf baz özelliği gösterir. Yukarıda bahsedilen hidroliz olayını kısaca özetlersek; Tuzu oluşturan asit ve baz örnek Hidroliz olan iyon Çözeltinin Ph Kuvvetli Asit+Kuvvetli Baz NaCl, KI Olmazlar =7 Kuvvetli Asit + Zayıf Baz NH4Cl,NH4NO3 NH4+ <7 Kuvvetli Baz+ Zayıf Asit CH3COONa,KNO2 CH3COO - , NO2- >7 Zayıf Asit + Zayıf Baz NH4NO2 CH3COONH4 NH4 CN NO2 - NH4+ CH3COO - NH4+ NH4+ CN- <7 (Ka>Kb) =7 (Ka=Kb) >7 (Ka<Kb)

Örnek: CH3COOH zayıf asiti için Ka= 2xl0-5 olduğu sıcaklıkta, 0,002 M CH3COONa çözeltisinin pH sı kaçtır? Çözüm: CH3COONa (aq) → CH3COO -(aq) + Na + (aq) - 0,002 M +0,002 M

Örnek: HCN için Ka = 4 x 10-10 olduğuna göre, 0,2 M KCN çözeltisinin [OH- ] kaçtır? Çözüm: KCN (aq) → K + + CN -(aq) - 0,2 M +0,2 M

Örnek: 0,2 M NH4Cl çözeltisinin pH kaçtır? NH3 için Kb= 2 x 10-5 olduğuna göre, Çözüm: NH4Cl (aq) → NH4 + + Cl -(aq) - 0,2 M +0,2 M

TUZ ÇÖZELTİSİNİN NÖTRALLİĞİ Yeteri kadar asit ve baz aşağıda verilen tuzları artansız olarak oluşturmaktadır. Oluşan tuz çözeltilerinin nötralliğini tartışınız? Örnek: ASİT BAZ Tuz OLUŞAN İYONLAR TUZ ÇÖZELTİSİNİN NÖTRALLİĞİ HCl NaOH NaCl Na+ +Cl- Kuvvetli asitlerin eşlenik bazları (Cl- ) kuvvetli bazların eşlenik asitleri (Na+ ) çok zayıf tırlar. Bu sebeple su ile etkileşmezler. Çözeltileri nötr özellik gösteriri. pH=7 NH3 NH4Cl NH4+ Cl- NH4+ zayıf bazın konjuge asiti olduğundan su ile tepkimeye girerek ortamın H+ iyonu derişimini artırır. Dolayısıyla asit ve baz tamamen tükendiği halde ortam tamıyla nötr olmaz. pH <7 olur. Ancak tepkime nötürleşme tepkimesidir. HF NaF Na+ +F- F- zayıf asitin konjuge asiti olduğundan su ile tepkimeye girerek ortamın OH- iyonu derişimini artırır. Dolayısıyla asit ve baz tamamen tükendiği halde ortam tamıyla nötr olmaz. Ortam bazik yani pH >7 olur. Ancak bu tepkime de nötürleşme tepkimesidir. HCN NH4CN NH4+ +CN- NH4+ ve CN- iyonları zayıf asit ve zayıf bazın anyon ve katyonları oldukları için, su ile hidroliz olurlar. KNH3 >KHCN olduğundan ortam bazik olur. NH4 F NH4+ + F- NH4+ ve F- iyonları zayıf asit ve zayıf bazın anyon ve katyonları oldukları için, su ile hidroliz olurlar. KNH3 < KHF olduğundan ortam asidik lur. KHF= 6 x 10-4 KNH3= 1,8 x 10-5 KHCN= 4 x 10-10

3.4. Tampon Çözeltiler Özellikle canlılardaki metabolik tepkimeler belirli pH sınırları içinde gerçekleşir. Örneğin; insan kanının pH'si, 7,4'e çok yakındır. Bunun 0,1 - 0,2 birim değişmesi ciddi rahatsızlıklara yol açar, hatta ölümle sonuçlanabilir. Bu sebeple vücudumuza beslenme sonucu aldığımız asit veya baz özelliğine sahip maddeler kana karıştıklarında, kanın pH'sini fazla etkilememelidir. Bu nedenle insan vücudunun pH’sını en uygun sınırlar arasında tutan çeşitli mekanizmalar işlemektedir. Bu mekanizmalardan biri vücuttaki proteinlerin “tampon özelliği” dir. Tampon özelliği, bir çözeltinin asit ya da baz eklenmesine karşın, kendi pH’ını koruyabilmesi özelliğidir. Alınan besinlerde fazla asit ya da baz oluşturan maddelerin bulunması vücudun pH dengesini bozmaz çünkü bu dengeyi koruyan çeşitli mekanizmalar vardır. Ancak bu mekanizmalardan bir ya da birkaçı bozulacak olursa vücudun pH dengesi de bozulur. Besinlerle aşırı düzeyde asit ya da baz alındığında ya da vücuttan çok fazla miktarda asit ya da baz kaybedildiğinde vücudun pH dengesi bozulabilir. Besin yoluyla aşırı düzeyde asit yapıcı madde alındığında, organizma fazla miktarda bazı tuz yapımında kullandığı için baz eksikliği ve göreceli olarak da asit fazlalığı ortaya çıkar ve pH asit tarafa kayar. Besin yoluyla aşırı baz yapıcı madde alındığında ise yukarıdakinin tersi bir mekanizmayla vücut pH’ı baz tarafa kayar.

3.4. Tampon Çözeltiler Konser ve hâlindeki besinlerde, besinlerin bozulması mikroorganizmaların etkinliklerinin çok düşük olduğu pH ortamı oluşturularak önlenmektedir. O hâlde bir ortamın pH‘sının hemen hemen sabit tutulmasını sağlayıcı kimyasal maddelere gereksinim vardır. Bir ortamın pH'sının değişimine direnç gösteren çözeltilere tampon çözelti denir. Bir tampon çözelti, zayıf bir asit ile bu asidin tuzu veya zayıf bir baz ile bu bazın tuzunun suda çözülmesiyle hazırlanır. Örneğin; (CH3COOH, CH3COONa); (HCN, NaCN); (NH3, NH4Cl) çözeltileri birer tampon çözeltidir. Vücudumuzda da tampon görevini (H2CO3, HCO3- ) ; (H2PO4-, HPO3-2) ve büyük oranda proteinler sağlar. Konservelerde tampon görevini benzoik asit (C6H5COOH), sodyum benzoat (C6H5COONa) veya sitrik asit, sodyum sitrat yapar. Asit yağmurlarından sonra deniz ve göllerde yaşayan canlıların yaşamları, bu sulardaki tampon sistemler tarafından korunur.

Asidik Tampon Örnek: CH3COOH, CH3COONa tamponunda; CH3COOH asit, CH3COO- iyonu baz özelliğine sahiptir. CH3COOH , CH3COO- iyonundan oluşan bir tampon çözeltiye az miktarda baz eklendiğinde, eklenen baz CH3COOH tarafından nötrleştirilir ve eklenen bazın çözeltinin pH'sının değiştirmesi engellenir. CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O Eklenen Baz CH3COO- + → CH3COOH+ H2O Eklenen Asit NOT: Eklenen asit veya baz ortamın pH sını fazla etkilemeyeceği için pH önemli ölçüde değişmez. CH3COOH, CH3COONa tamponunda pH yaklaşık 5 civarında kalır. [H+] = Ka [Asit] [Tuz]

NH3 baz ve NH4 + iyonu asit özeliği gösterir. Bazik Tampon Örnek: NH3, NH4Cl tamponunda; NH3 baz ve NH4 + iyonu asit özeliği gösterir. Ortama baz ilave edildiğinde NH4 + iyonu; NH4 + + OH- → NH3+ H2O Eklenen Baz Ortama asit ilave edildiğinde NH3 bazı tepkimeye girer. NH3 + H3O+ → NH4 + + H2O Eklenen Asit [OH-] = Ka [Baz] [Tuz] NOT: Eklenen asit veya baz ortamın pH sını fazla etkilemeyeceği için pH önemli ölçüde değişmez. NH3, NH4Cl tamponunda pH yaklaşık 9 civarında kalır.

Örnek 25°C’ta 0,2 M 500 mL CH3COOH çözeltisi ile 0,2 M 500 mL CH3COONa çözeltisi karıştırılıyor. Bu sıcaklıkta karışımın pH'si kaçtır? (CH3COOH için Ka = 2xl0 -5 ) Çözüm [CH3COOH]=0,2/2= 0,1 M [CH3COONa]=0,2/2=0,1M Tampon çözeltilerde pH hesaplamaları müfredat dışı

Örnek 25°C’ta 0,2 M 1L NH3 çözeltisi ile 0,2 M 1 L NH4 Cl çözeltisi karıştırılıyor. Bu sıcaklıkta karışımın pH'si kaçtır? (NH3 için Kb = 2xl0 -5 ve log 2=0,3) Çözüm [NH4 Cl ]=0,2/2=0,1M [NH3]=0,2/2= 0,1 M Tampon çözeltilerde pH hesaplamaları müfredat dışı

Örnek 25°C’ta 0,3 M 1 L CH3COOH çözeltisi ile 0,1 M 1 L NaOH çözeltisi karıştırılıyor. Bu sıcaklıkta karışımın pH'si kaçtır? (log 4 = 0,6 CH3COOH için Ka = 2xl0 -5 ) Çözüm Tampon çözeltilerde pH hesaplamaları müfredat dışı [CH3COOH]=0,2/2= 0,1 M [CH3COONa]=0,1/2=0,05 M

Örnek 25°C’ta 0,2 M 1L NH3 çözeltisi ile 0,2 M 1 L NH4 Cl çözeltisi karıştırılıyor. Bu sıcaklıkta karışımın pH'si kaçtır? Aynı şartlarda bu çözeltiye 0,01 mol HCl eklendiğinde pH sı kaç olur? (NH3 için Kb = 2xl0 -5 ve log 2=0,3) [NH3]=0,2.1= 0,2 Mol [NH4 Cl ]=0,2.1=0,2 Mol Çözüm Tampon çözeltilerde pH hesaplamaları müfredat dışı

25°C’ta 0,1 mol CH3COOH çözeltisi ile 0,1 mol CH3COONa çözeltisi karıştırılarak 1L çözelti hazırlanıyor.. A- Karışımın pH'si kaçtır? B- Çözeltiye 0,01 mol HCl eklendiğinde pH=? C-Çözeltiye 0,01 mol NOH eklendiğinde pH=? (CH3COOH için Ka = 1,8xl0 -5 ) Örnek Çözüm