Bölüm 14. Nötralleşme Titrasyonlarının İlkeleri

... konulu sunumlar: "Bölüm 14. Nötralleşme Titrasyonlarının İlkeleri"— Sunum transkripti:

1

2 Bölüm 14. Nötralleşme Titrasyonlarının İlkeleri
Asit ve bazların miktarlarını tayin için, nötralleşme titrasyonları yaygın olarak kullanılır. Her titrasyon gibi, nötralleşme titrasyonları da, analit ile standart reaktif arasındaki bir kimyasal reaksiyona dayanır. Kimyasal eşdeğerlik noktası, bir indikatör ile veya bir enstrümental yöntem ile belirlenir. Nötralleşme reaksiyonlarında kullanılan standart çözeltiler, kuvvetli asitler veya bazlardır (genellikle HCl, HClO4, H2SO4, NaOH, KOH). Zayıf asitler ve bazlar ise analit ile tam olarak reaksiyona girmediği için hiçbir zaman standart çözelti olarak kullanılmaz. Çünkü, kuvvetli asit ve bazların çözeltileri zayıf asit ve baz çözeltilerine göre analit ile tam olarak reaksiyona girer ve bu yüzden dönüm noktaları daha keskindir. Asit/Baz İndikatörleri: İyonlaşmamış türünün rengi konjüge asitinin veya konjüge bazının renginden farklı olan zayıf organik asit ya da bazlara asit/baz indikatörü denir. Örneğin, bir asit tipi indikatörü olan HIn’nin davranışını gösteren denge: HIn H2O ↔ In- + H3O+ asit rengi baz rengi (iyonlaşmamış tür) (iyonlaşmış tür) Fenolftalein molekülünün iç yapısında renk değişimine yol açan yapısal değişim

3 Ka = [H3O+].[In-]/[HIn]  [H3O+] = Ka .[HIn]/[In-]
Burada, iyonlaşma sırasında, molekülün iç yapısında değişiklikler olur ve bu da bir renk değişimine yol açar. Örneğin, baz tipi bir indikatör olan In maddesinin dengesi ise şu şekildedir: In H2O ↔ InH+ + OH- baz rengi asit rengi iyonlaşmamış tür iyonlaşmış tür Bir asit tipi indikatörün iyonlaşması ile ilgili denge sabiti ifadesi: Ka = [H3O+].[In-]/[HIn]  [H3O+] = Ka .[HIn]/[In-] İndikatörün asit formunun konjuge baz formuna oranı, hidronyum iyonu derişimi tarafından belirlenir. Bu da, çözeltinin rengini kontrol eder. Bir kişi tipik bir indikatör tarafından bir çözeltiye verilen rengin hızla değiştiğini, derişim oranları sadece 10-0,1 aralığında olduğu zaman fark edebilir. Asit rengi [HIn]/[In-] ≥ 10/1, Baz rengi [HIn]/[In-] ≤ 1/10 değerlerinde hakimdir. Bu oranlar, indikatörden indikatöre önemli ölçüde değişiklikler gösterir. Bu derişim oranları, denge sabiti ifadesinde yerlerine konulursa, asit ve baz renginin gözlenme şartları elde edilir: [H3O+] = 10.Ka [H3O+] = 1/10.Ka İndikatörün pH aralığını bulmak için, bu iki eşitliğin eksi logaritması alınarak şu eşitlikler elde edilir: pH (asit rengi) = - log (10.Ka ) = pKa – pH (baz rengi)= - log (0,1.Ka ) = pKa İndikatör aralığı = pKa ± 1 Örneğin, Ka’sı olan (pKa = 5) olan bir indikatör, konulduğu çözeltinin pH’ını 4’den 6’ya değiştirirse, bu indikatör tam bir renk dönüşümüne uğrar.

4 Yaygın olarak kullanılan asit/baz indikatörleri:
İndikatörlerin Davranışını Etkileyen Değişkenler: Bir indikatörün renk değiştirdiği pH aralığı Sıcaklık Ortamın iyonik şiddeti Ortamda mevcut olan çözücü Kolloidal tanecikler pH’nın fonksiyonu olarak indikatör rengi (pKa = 5,0).

5 Titrasyon eğrileri Bir titrasyonun eşdeğerlik noktası yakınında gözlenebilen fiziksel değişimin olduğu noktaya dönüm noktası denir. Dönüm noktasının teorik esasının ve titrasyon hatalarının anlaşılması için titrasyon eğrilerinin çizilmesi gereklidir. Bir titrasyon eğrisi analitin p-fonksiyonunun (pH), reaktifin (titrantın) hacmine karşı grafiğe geçirilmesiyle elde edilir. İki türlü titrasyon eğrisi vardır: Eşdeğerlik noktasının civarında çok dar bir bölgede sigmoidal bir eğri şeklinde gözlenir. Doğrusal-kısımlı eğrilerde ise ölçümler, eşdeğerlik noktasının her iki yanında ancak bu noktadan uzakta yapılır. Dönüm noktası, bu eğrilerin kesiştiği yer olarak tespit edilir. pH değeri hesaplanarak çizilmiş titrasyon eğrileri, laboratuarda elde edilmiş deneysel titrasyon eğrileriyle karıştırılmamalıdır.

6

7

8 1. Eşdeğerlik noktası öncesinde
Kuvvetli asitler ve bazlar için titrasyon eğrileri: Derişimi 10-6 M’dan büyük olan HCl çözeltileri için [H3O+] = CHCl + [OH-] = CHCl Benzer şekilde NaOH çözeltileri için [OH-] = CNaOH + [H3O+] = CNaOH Kuvvetli bir asidin kuvvetli bazla titrasyonu: Kuvvetli bir asit çözeltisinin, kuvvetli bir bazla titrasyon grafiğini çizmek için, 1. Eşdeğerlik noktası öncesinde 2. Eşdeğerlik noktasında 3. Eşdeğerlik noktasından sonra hesaplama yapmak gerekir. Örnek: 50 mL 0,05 M HCl’nin 0,1 M NaOH ile titrasyon eğrisini çiziniz. Başlangıç noktası: [H3O+] = CHCl = 0,05 M pH = -log[H3O+] = 1,30 10 mL reaktif (NaOH) eklendikten sonra: Eşdeğerlik noktası öncesinde pH, reaksiyona girmeden kalan asidin molar derişiminden hesaplanır. [H3O+] = CHCl = [(50 . 0,05) – (10 . 0,1)]/( ) = 2, M pH = -log[H3O+] = 1,60 Suyun iyonlaşmasından gelen

9 25 mL reaktif (NaOH) eklendikten sonra:
Eşdeğerlik noktasında, hidronyum ve hidroksit iyonlarının derişimleri eşittir. Bu noktada, hidronyum iyonu derişimi (pH), doğrudan suyun iyonlar çarpımı sabitinden hesaplanır. HCl, NaOH ile birebir reaksiyona girdiğine göre, 25 mL baz ilavesi ile eşdeğerlik noktası bulunur: CHCl = ,05 = 2,5 M CNaOH = ,1 = 2,5 M Eşdeğerlik noktasında ortamda ne HCl ne de NaOH bulunur. Ksu = [H3O+] . [OH-] = [H3O+] = [OH-] = 10-7 M pH = -log (10-7) = 7,00 25,1 mL reaktif (NaOH) eklendikten sonra: Eşdeğerlik noktası sonrasında ise, ortamda fazla miktarda bulunan bazın analitik derişimi hesaplanır. Hidroksit iyonu derişimi, bazın analitik derişimine eşittir. Öncelikle pOH hesaplanır, sonra pH bulunur. Ksu = [H3O+] . [OH-] = pKsu = pH + pOH = 14 CNaOH = [OH-] = [(25,1 . 0,1) – (50 . 0,05)]/75,10 = 1, M pOH = -log (1, ) = 3,88 ve pH = 14,00 – 3,88 = 10,12 Eşdeğerlik noktasından sonraki ilavelerde de, benzer hesaplamalar yapıldıktan sonra, harcanan baz hacmi pH’ya karşı grafiğe geçirilir.

10 HCl’nin NaOH ile titrasyon eğrisi.
A: 50,00 mL 0,0500 M HCl’nin 0,1000 M NaOH ile. B: 50,00 mL 0, M HCl’nin 0, M NaOH ile titrasyonu.

11 Kuvvetli bir bazın kuvvetli bir asitle titrasyonu:
Kuvvetli bazların kuvvetli asitlerle titrasyon eğrileri de, kuvvetli asitlerin titrasyon eğrilerine benzer şekilde elde edilir. Örnek: 50 mL 0,05 M NaOH’in 0,1 M HCl ile titrasyonundaki pH değişimlerini (a) 24,5 mL, (b) 25 mL ve (c) 25,5 mL titrant hacimleri için bulunuz. Başlangıç noktası: [OH-] = CNaOH = 0,05 M pOH = -log[OH-] = 1,30 pH = ,30 = 12,7 24,5 mL reaktif (HCl) eklendikten sonra: Eşdeğerlik noktası öncesinde, çözeltinin bazlığı yüksektir ve hidroksit iyonu derişimi bazın analitik molaritesine eşittir. [OH-] = CNaOH = [(50 . 0,05) – (24,5 . 0,1)]/( ,5) = 6, M pOH = -log[OH-] = 3,17 ve pH = 14-3,17 = 10,83 25 mL reaktif eklendikten sonra: Eşdeğerlik noktasında, çözelti nötraldir. [H3O+] = [OH-] = 10-7 M ve pH = -log (10-7) = 7,00 25,5 mL reaktif eklendikten sonra: Eşdeğerlik noktasından sonra, çözelti asidiktir ve hidronyum iyonu derişimi, ortamda aşırısı bulunan kuvvetli asidin analitik derişimine eşittir. [H3O+] = CHCl = [(25,5 . 0,1) – (50 . 0,1)]/(75,5) = 6, M pH = -log[H3O+] = 3,18

12 NaOH’in HCl ile titrasyon eğrisi.
A: 50,00 mL 0,0500 M NaOH’in 0,1000 M HCl ile; B: 50,00 mL 0,00500 M NaOH’in 0,01000 M HCl ile titrasyonu.

13 Zayıf asit/bazların titrasyon eğrileri:
Bir zayıf asitin (veya bir zayıf bazın) titrasyon eğrisini elde etmek için birbirinden tamamen farklı 4 tip hesaplama yapmak gerekir: Başlangıçta çözelti sadece zayıf asit veya zayıf baz içerir ve pH değeri, bu türlerin derişimi ve bunların iyonlaşma sabiti yardımıyla hesaplanır. Her bir titrant ilavesinden sonra, ortamda yeni bir tampon çözelti oluşur (eşdeğerlik noktasından önce) ve her tampon çözeltinin pH’sı zayıf asidin veya bazın ortamda kalan derişimleri ile bunların konjuge bazının veya asidinin analitik derişimleri yardımıyla hesaplanır. Eşdeğerlik noktasında ortamda, titre edilen zayıf asit veya zayıf bazın konjuge türü bulunur (yani bir tuz) ve pH, bu ürünün derişimi yardımıyla hesaplanır. Eşdeğerlik noktasından sonra, kuvvetli asit veya baz olan titrantın aşırısı, reaksiyon ürününün asidik veya bazik özelliğini baskı altına alır ve pH aşırı titrantın derişimi kullanılarak hesaplanır. Kuvvetli ve zayıf asitlerin titrasyon eğrilerinde, dönüm noktasından hemen sonraki kısım birbirinin aynıdır. Aynı durum, kuvvetli ve zayıf bazlar için de doğrudur.

14 Zayıf asitlerin titrasyon eğrileri:
Örnek: 50 mL 0,1 M CH3COOH’ın (HOAc) 0,1 M NaOH ile titrasyon grafiğini çiziniz. (CH3COOH zayıf asidi için Ka = 1, ) 0 mL reaktif (NaOH) ilavesinden sonra pH: CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ Başlangıçta: CHOAc Dengede : CHOAc-X X X Ka = X2/ CHOAc  X = [H3O+] = √Ka.CHOAc = √ 1, ,1  pH = 2,88 2) 5 mL reaktif (NaOH) ilavesinden sonra pH: Eklenen baz kadar ortamda NaOAc oluşur. Yine eklenen baz kadar HOAc azalır. (Ca = başlangıçtaki asit mmol - eklenen baz mmol / toplam çözelti hacmi mL) CHOAc = [(50 . 0,1) – (5 . 0,1)]/55 = (4,5/55) M CNaOAc = (5 . 0,1)/55 = (0,5/55) M Ka = [H3O+]. (0,5/55) / (4,5/55)  [H3O+] = 1,  pH = 3,8

15 3) 25 mL reaktif ilavesinden sonra pH:
CHOAc = [(50 . 0,1) – (25 . 0,1)]/75 = (2,5/75) M CNaOAc = (25 . 0,1)]/75 = (2,5/75) M Ka = [H3O+] (2,5/75) / (2,5/75)  pH = pKa = 4,76 (yarı nötralizasyon noktası) Bir asit için yarı nötralizasyon noktasında ölçülen pH, pKa’nın sayısal değerine eşittir. [H3O+] = Ka ya da pH = pKa .Bir baz için yarı nötralizasyon noktasında ölçülen pH ise, pOH’a dönüştürülür ve bu değer pKb’nin sayısal değerine eşittir. [OH-] = Kb ya da pOH = pKb 4) 50 mL reaktif ilavesinden sonra (eşdeğerlik noktası) pH: Eşdeğerlik noktasında asetik asidin tamamı sodyum asetata (NaOAc) dönüşür. Ancak artan baz da bulunmaz. OAc- + H2O ↔ HOAc + OH- Başlangıçta: COAc Dengede : COAc--X X X Kb = Ksu/Ka = 5, = X2/ COAc- = X2/ 0,05  X = [OH-] = √Kb.COAc = 5, M pH = 14- (-log5, ) = 8,73 Bu çözeltinin eşdeğerlik noktasında pH 7’den büyüktür, çözelti baziktir. 5) 50,01 mL reaktif ilavesinden sonra pH: Ortamda asit kalmaz. Baz artar. [OH-] = CNaOH = [(50,01 . 0,1) – (50 . 0,1)]/100,01 = M  pH = 9

16 Asetik asitin sodyum hidroksit ile titrasyon eğrisi.
A: 0,1000 M asitin 0,1000 M baz ile titrasyonu. B: 0, M asitin 0, M baz ile titrasyonu. Burada tamponların pH’ının seyrelmeden neredeyse tamamen bağımsız olduğu grafiksel olarak kanıtlanmıştır. Daha seyreltik çözelti için başlangıç pH değerleri daha yüksek, eşdeğerlik noktası pH değerleri ise daha düşüktür. Titrant hacimlerinin ara değerlerinde ise asetik asit/ sodyum asetat tampon sisteminin oluşması nedeniyle, pH hemen hemen aynıdır. Eşdeğerlik noktası sonrasında hesaplama kolayca yapılır, çünkü ortamda kuvvetli bir baz vardır. (E.N) 8,73 (Ka=1, ) 4,76 25

17 Farklı iyonlaşma sabitlerine sahip zayıf asitlerin 0,1 M’lık çözeltileri için titrasyon eğrileri üzerine asit kuvvetinin etkisi. Her bir eğri 50,00 mL 0,1000 M asitin 0,1000 M NaOH ile titrasyonu içindir. Asitlerin zayıflığı arttıkça, eşdeğerlik noktası bölgesindeki pH değişimi azalır. Yani, asit ve baz arasındaki reaksiyon daha az tamamlanır. Daha derişik çözeltiler kullanarak zayıf asitlerin titrasyonu daha iyi kesinlikle yapılabilir.

18 Zayıf bazların titrasyon eğrileri:
Örnek: 50 mL 0,05 M NaCN’nin 0,1 M HCl ile titrasyonunu inceleyelim. (HCN zayıf asidi için Ka = 6, ) 1) 0 mL reaktif (HCl) ilavesinden sonra pH: CN- + H2O ↔ HCN + OH- 0,05-X X X [HCN] = [OH-] → [CN-] = Cb(NaCN) - [OH-] → [CN-] = 0,05 M Kb = Ksu/Ka = / 6, = 1, Kb = X2/ 0,05  X = [OH-] = 8, ya da [OH-] = √Kb.Cb  √ 1, x 0,05 = 8,  pOH = 3,05  pH = 10,95 2) 10 mL reaktif ilavesinden sonra pH: Eklenen asit kadar ortamda HCN oluşur. Yine eklenen asit kadar CN- azalır. CN- + H3O+ ↔ HCN + H2O Cb(NaCN) = CCN- = [(50 . 0,05) – (10 . 0,1)]/60 = (1,5/60) = 0,025 M Ca(HCN) = (10 . 0,1)/60 = (1/60) = 0,017 M HCN + H2O ↔ CN- + H3O+ Ka = [CN-].[H3O+] / [HCN] = 6, = 0,025.[H3O+] / 0,017  [H3O+] = 4, pH = 9,37

19 3) 25 mL reaktif ilavesinde (eşdeğerlik noktası) :
Bu nokta dönüm noktasıdır. Ortamda sadece HCN (zayıf asit) kalır. CHCN = (25 . 0,1)/75 = 0,033 M HCN + H2O ↔ CN- + H3O+ 0,033-X X X Ka = X2 / 0,033-X  6, = X2 / 0,033  X = 4, = [CN-] = [H3O+] ya da [H3O+] = √Ka .Ca = √6, ,033 = 4,  pH = 5,34 2) 26 mL reaktif ilavesinde: Ortama ilave edilen kuvvetli asit HCN’in iyonlaşmasını engeller ve bu iyonlaşmadan gelen [H3O+] iyonu katkısı ihmal edilir. Ortamda baz (CN-) kalmaz. Asit (HCl) artar. [H3O+] = CHCl = [(26 . 0,1) – (50 . 0,05)]/76 = 1, M  pH = 2,88 Not: Titre edilen asidin (veya bazın) zayıflığı arttıkça, eşdeğerlik noktası bölgesindeki pH değişimi azalır. Bu durum, asit ve baz arasındaki reaksiyonun daha az tamamlandığını gösterir.

20 Farklı kuvvetteki bir seri zayıf bazın titrasyon eğrileri, üzerine baz kuvvetinin etkisi.
Her bir eğri 50,00 mL 0,1000 M bazın 0,1000 M HCl ile titrasyonuna karşılıktır. Zayıf bazların titrasyonunda asidik bölgede renk değiştiren indikatörlerin kullanılması gerektiği, grafikten görülmektedir. Bir zayıf bazı titre ederken, asidik bölgede renk değiştiren bir indikatör, bir zayıf asidi titre ederken ise bazik bölgede renk değiştiren bir indikatör kullanınız.

21 Sorular ve Problemler:
1. Bir asit-baz indikatörünün renk değişimi neden 2 pH birimi aralığında gözlenir? 2. Metil oranjın (Ka=3, ) asidik tür konsantrasyonunun bazik tür konsantrasyonuna oranı 1,64 olduğunda çözeltinin pH’sı kaç olur? Çözüm: HIn H2O ↔ In- + H3O+ Ka = [H3O+].[In-]/[HIn]  [H3O+] = Ka . [HIn]/[In-] = 3, ,64 = 5, pH = 3,24 3. Ağırlıkça % 14 HCl içeren ve 1 mL’si 1,054 g olan sulu bir çözeltinin pH’sı kaçtır? Çözelti 1 Lt (1000 mL) olsun = 1054 g  HCl miktarı = ,14 = 147,56 g nHCl = 147,56 / 36,46 = 4,047 mol CHCl = [H3O+] = 4,047 mol /1 Lt = 4,047 M  pH = - log [H3O+] = - 0,607

22 3. a) 20 mL 0,2 M HCl çözeltisi ile 25 mL 0,132 M AgNO3 çözeltisi karıştırıldığında oluşan çözeltinin pH’sı kaç olur? b) 20 mL 0,2 M HCl çözeltisi ile 25 mL 0,132 M NH3 çözeltisi karıştırıldığında oluşan çözeltinin pH’sı kaç olur? c) 20 mL 0,2 M HCl çözeltisi ile 25 mL 0,232 M NaOH çözeltisi karıştırıldığında oluşan çözeltinin pH’sı kaç olur? Çözüm: a) Çözeltideki H3O+ herhangi bir şekilde reaksiyona girmeyip, sadece çözeltinin hacmi artmıştır. [H3O+] = (20 . 0,2)/45 = 0,0889 M  pH = 1,05 b) [H3O+] = (20 . 0,2 – ,132)/45 = 1, M  pH = 1,81 c) [OH-] = (25 . 0,232 – ,2)/45 = M pOH = - log 0,04 = 1,40  pH = 12,60

23 4. 0,0167 M Ba(OH)2 çözeltisinin hidroksit iyonu derişimini ve pH’sını hesaplayınız.
0,0167 M Ba(OH)2’teki [OH-] = 2 . 0,0167 = 0,0334 M Ksu = = 0,0334. [H3O+]  [H3O+] = 2,  pH = 12,5 5. Aşağıdaki derişime sahip NH3 çözeltilerinin (Ka = 5, ) pH’larını hesaplayınız. a) M b) M c) M a) NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- 0,1 -X X X Kb = 10-14/5, = 1, = X2/0,1  X = [OH-] = √1, = 1, M pOH = 2,88  pH = 11,12 c) 1, = X2/( – X)  Cbaz (10-4) / Kb (1, ) oranı 10 civarındadır. Dolayısıyla X ihmal edilemez. X, 2.dereceden eşitliğin çözümüyle bulunur: X2 + 1, X - 1, = 0  X = [OH-] = 3,  pH = 9,53

24 6. 20 mL 0,2 M formik aside (HCOOH, Ka = 1,8.10-4),
a) 25 mL damıtık su, b) 25 mL 0,16 M NaOH çözeltisi, c) 25 mL 0,2 M NaOH çözeltisi, d) 25 mL 0,2 M NaCOOH çözeltisi ilave edilmesiyle oluşan çözeltinin pH’sını hesaplayınız. a) CHCOOH = 20.0,2/45 = 0,089 M ve HCOOH + H2O ↔ HCOO- + H3O+ 0,089 –X X X 1, = X2/8, X  Casit / Ka oranı 100 civarındadır. X ihmal edilirse %5 hata olur. Dolayısıyla ihmal yapılmaz. X, 2.dereceden eşitliğin çözümüyle bulunur. [H3O+] = 3, M  pH = 2,41 b) Başlangıçta var olan 20.0,2 = 4 mmol formik asit, bu noktada 25.0,16 = 4 mmol kuvvetli baz ile tamamen nötrleşir. Ortamda sadece HCOONa kalır. CHCOONa = 4/45 = 0,089 M HCOO- + H2O ↔ HCOOH + OH- , Kb = 10-14/1, = 5, 5, = X2/8,  X = [OH-] = 2,  pH = 8,35

25 c) Bu noktada ortamda baz artar.
[OH-] = (25.0,2 – 20.0,2)/45 = 2, M, pOH = 1,65 ise pH = 12,35 d) İlave edilen NaCOOH = 25.0,2 = 5 mmol (tuz) Var olan HCOOH = 20.0,2 = 4 mmol (asit) pH = pKa + log [tuz]/[asit] ise pH = pKa + log 5/4 = 3,74 + 0,097 = 3,84 7. 0,05 M NH4Cl (Ka = 5, ) ve 0,3 M NH3 içeren çözeltinin pH’sını hesaplayınız. 8. Aşağıdaki çözeltilerin her birinde, su ile 10 kat seyreltilmesi sonucu meydana gelen pH değişimini hesaplayınız. a) H2O, Baş. pH’sı = -log[H3O+] = 7,0. Sey. sonrası pH = 7,0. b) 0,05 M NaOH, Baş. pH = 14- (-log0,05) = 12,7 Sey. sonrası pH = 14- (-log0,005) = 11,7

26 9. 1 M CH3COOH ve 0,5 M NaCH3COO içeren çözeltiye 0,04 M HCl eklendiğinde pH ne kadar değişir? Hesaplayınız (pKa = 4,76). Çözeltinin (tamponun) başlangıçtaki pH’sı: pH = pKa + log (tuz/asit) = 4,76 + log(0,5/1) = 4,46 Tamponun kuv. asit eklendikten sonraki pH’sı: Ortama ne kadar HCl eklenmişse, pratikçe o kadar CH3COOH (z. asit) oluşur. Buna karşın, NaCH3COO (tuz) o kadar azalır. pH = pKa + log(tuz/asit) = 4,76 + log[(0,5-0,04)/(1+0,04)] = 4,41 10. 0,02 M laktik asit ve 0,08 M sodyum laktat içeren 100 mL hacmindeki bir çözeltiye 5 mmol kuvvetli asit eklendiğinde pH ne kadar değişir? Hesaplayınız. (Ka = 1, ) Baş. pH: pH = pKa + log (0,08/0,02) = 3,86 + log 4 = 4,46 Kuvvetli asit için mmol = M . mL ise 5 mmol = M mL M = 0,05 M Asit eklendiğinde pH: pH = pKa + log[(0,08-0,05)/(0,02+0,05)] = 3,49

27 11. 50 mL 0,1 M NH3 çözeltisine 0,1 M HCl’den
a) 0 mL d) 40 mL g) 51 mL b) 5 mL e) 49 mL h) 55 mL c) 25 mL f) 50 mL İlave edildikten sonraki pH değerlerini hesaplayınız. (NH4+ için Ka = 5, ) a) Baş. pH’sı: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Kb = Ksu/Ka = 1, [OH-] = √1, ,1 = 1, , [H3O+] = 10-14/ 1, = 7, , pH = 11,12 d) 40 mL asit eklendiğinde pH: Eklenen asit kadar tuz (NH4Cl) oluşurken, eklenen asit kadar baz (NH3) azalır. pOH = pKb + log(tuz/baz) = 4,76 + log[(40.0,1)/(50.0,1-40.0,1)] = 5,36, pH = 8,64 f) 50 mL asit eklendiğinde pH: Dönüm noktasında ortamda sadece eklenen asit kadar tuz (NH4Cl) kalır. NH4+ + H2O ↔ NH3 + H2O [H3O+] = √Ka . Ca = √5, (50.0,1/100)] = 5, , pH = 5,27