Asit ve Baz Çözeltilerinde Denge Ders Notu

Saf Suyun Otoiyonizasyonu

2H₂O(s) + ısı ⇌ H₃O⁺(suda) + OH⁻(suda)

Saf suda c(H₃O⁺)=c(OH⁻).

25 °C'ta:

Ksu = c(H₃O⁺)c(OH⁻) = 1×10⁻¹⁴

c(H₃O⁺)=c(OH⁻)=1×10⁻⁷ M

pH=7, pOH=7

Ksu sıcaklıkla değişir. Bu nedenle nötr pH her sıcaklıkta 7 değildir.

pH ve pOH

pH = −log c(H₃O⁺)

pOH = −log c(OH⁻)

25 °C'ta:

pH+pOH=14

Arrhenius ve Brønsted-Lowry

Arrhenius:

• suda H⁺ veren → asit
• suda OH⁻ veren → baz
• yalnız sulu çözeltilerde geçerli

Brønsted-Lowry:

• proton veren → asit
• proton alan → baz
• sulu ve susuz ortamlarda kullanılabilir

Eşlenik asit-baz çiftleri arasında bir H⁺ farkı vardır.

HF + H₂O ⇌ F⁻ + H₃O⁺

eşlenik çiftler: HF/F⁻ ve H₃O⁺/H₂O.

Fonksiyonellik

Monofonksiyonel asit: bir H⁺ verir.

Polifonksiyonel asit: birden fazla H⁺ verir.

Monofonksiyonel baz: bir OH⁻ verir veya bir H⁺ alır.

Polifonksiyonel baz: birden fazla OH⁻ verir.

Ametal Oksitler

CO₂, SO₂, N₂O₅ gibi oksijence zengin ametal oksitler suyla asit oluşturabilir.

CO, NO ve N₂O nötr oksit örnekleridir.

Asit-Baz Kuvveti

İyonlaşma yüzdesi arttıkça kuvvet artar.

Kuvvetli: yaklaşık yüzde 100 iyonlaşır.

Zayıf: kısmen iyonlaşır.

Kuvvetli asitler: HCl, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄.

Zayıf asitler: HF, HNO₂, HCN, HCOOH.

Kuvvetli bazlar: LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)₂.

Zayıf bazlar: NH₃, CH₃NH₂, C₂H₅NH₂.

Kuvvetli Asit ve Bazlarda pH

Monofonksiyonel kuvvetli asit:

c(H₃O⁺)=Ca

pH=−log Ca

Monofonksiyonel kuvvetli baz:

c(OH⁻)=Cb

pOH=−log Cb

25 °C'ta:

pH=14−pOH

Zayıf Asit

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻

Ka = c(H₃O⁺)c(A⁻)/c(HA)

Kitaptaki ihmal yaklaşımıyla:

c(H₃O⁺)≈√(Ca×Ka)

pH=−log c(H₃O⁺)

Zayıf Baz

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻

Kb = c(BH⁺)c(OH⁻)/c(B)

c(OH⁻)≈√(Cb×Kb)

pOH=−log c(OH⁻)

25 °C'ta pH=14−pOH.

Nötralleşme

Asit + Baz → Tuz + Su + Isı

Net iyon:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

n(H⁺)=zAsit×MAsit×VAsit

n(OH⁻)=zBaz×MBaz×VBaz

n(H⁺)=n(OH⁻): tam nötralleşme; 25 °C'ta kuvvetli asit-kuvvetli baz için pH=7.

H⁺ fazlaysa: asidik.

OH⁻ fazlaysa: bazik.

Artan iyon derişimi toplam hacim kullanılarak hesaplanır.

İndikatör ve İletkenlik

İndikatör pH'a göre renk değiştirir.

Nötralleşme sırasında iletkenlik önce azalabilir, tam nötralleşme civarında minimuma iner ve fazla baz/asit eklendiğinde tekrar artabilir.

Titrasyon

Titrasyon, derişimi bilinen çözeltiyle bilinmeyen çözeltinin derişimini belirleme yöntemidir.

Eş değerlik noktası: H⁺ ve OH⁻ mol sayılarının eşit olduğu teorik nokta.

Dönüm noktası: indikatörün renk değiştirdiğinin gözlendiği nokta.

Monofonksiyonel asit-baz için:

VAMA=VBMB

Genel durumda:

zA×VA×MA=zB×VB×MB

Kuvvetli asit-kuvvetli baz titrasyonunda 25 °C'ta eş değerlik pH'ı 7'dir.

Günlük Yaşamda pH

Mide: genellikle pH 1,5–3,5.

Diş macunu: genellikle pH 8–9.

Cilt: genellikle pH 4,5–5,5.

Ürün seçiminde yalnız pH değil, kullanılacağı ortamın sağlıklı pH aralığı ve ürünün etkileri birlikte değerlendirilir.

Kısa Özet

Saf suyun otoiyonizasyonu pH ve asit-baz dengelerinin temelidir. Kuvvetli asit-bazlar yaklaşık tamamen, zayıf olanlar kısmen iyonlaşır. Zayıf türlerde Ka ve Kb ile pH hesabı yapılır. Nötralleşmede H⁺ ve OH⁻ mol sayıları, titrasyonda eş değerlik ilişkisi kullanılır. Sağlık ürünlerinde pH uygunluğu kullanım ortamına göre değerlendirilir.