11. Sınıf Kimya: Kimyasal Denge, Asit-Baz, Titrasyon ve Çözünürlük Dengesi (Yükseltilmiş Not)

Konu Özeti

Bu konuda tersinir tepkimeleri ve kimyasal dengeyi, ardından asit-baz dengelerini ve çözünürlük dengesini birlikte inceleyeceksin. Dengedeki bir sistemin dışarıdan gelen etkilere nasıl tepki verdiğini Le Chatelier ilkesiyle öğreneceksin. Kc, Ka, pH ve Kçç hesaplarını örneklerle çalışarak bu bilgileri pekiştireceksin. Titrasyon ve günlük hayattaki temizlik ürünleri ile mide ilaçları konunun uygulama yüzüdür.

Temel Kavramlar

Tersinir tepkimeler ve kimyasal denge

Tersinir tepkimede ürünler birbiriyle tepkimeye girerek yeniden girenleri oluşturabilir (⇌). Kapalı kapta ileri ve geri tepkime hızları eşitlendiğinde dinamik denge kurulur. Bu durumda derişimler sabit kalır ama tepkimeler durmaz.

• Denge için sistem kapalı olmalı ve sıcaklık sabit olmalıdır.
• Dengede makroskobik özellikler (renk, basınç, derişim) değişmez.
• Denge ileri ve geri yönden ulaşılabilir; aynı koşulda aynı denge oluşur.
• Tek yönlü tepkimelerde girenlerden biri tamamen tükenir.

Denge sabiti (Kc)

aA + bB ⇌ cC + dD tepkimesi için derişimler mol/L cinsinden yazılır. Katılar ve saf sıvılar ifadeye yazılmaz.

Kc = [C]ᶜ · [D]ᵈ / ([A]ᵃ · [B]ᵇ)

• Tepkime ters çevrilirse K → 1/K olur.
• Tepkime n katsayısıyla çarpılırsa K → Kⁿ olur.
• Tepkimeler toplanırsa K değerleri çarpılır.
• Kc yalnızca sıcaklığa bağlıdır.

Dengeye etki eden faktörler (Le Chatelier)

Dengedeki sisteme dışarıdan etki edilirse sistem etkiyi azaltacak yönde yeni bir dengeye gider.

• Madde eklenirse eklenen maddeyi azaltan yön oluşur; K değişmez.
• Madde çekilirse çekileni artıran yön oluşur; K değişmez.
• Hacim küçültülürse (basınç artar) gaz mol sayısı az olan yön oluşur; K değişmez.
• Sıcaklık artarsa endotermik yön, azalırsa ekzotermik yön oluşur; K değişir.
• Katalizör denge yerini değiştirmez, dengeye daha hızlı ulaşılmasını sağlar.

Suyun otoiyonizasyonu ve asit-baz teorileri

Saf su çok az iyonlaşır: 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. 25 °C'de [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M olur. Saf suyun elektrik iletkenliğinin çok düşük olması bunun göstergesidir.

Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ (25 °C) pH = −log[H₃O⁺] pOH = −log[OH⁻] pH + pOH = 14

• Arrhenius yalnızca sulu çözeltileri açıklar; Brønsted-Lowry ve Lewis daha geniştir.
• Brønsted-Lowry'de asidin proton vermesiyle eşlenik baz, bazın proton almasıyla eşlenik asit oluşur.
• Suyun hem asit hem baz gibi davranabilmesine amfoterlik denir (örn. HCO₃⁻, H₂O).

Asit ve baz kuvveti, pH hesapları

Kuvvetli asit ve baz suda tamamen iyonlaşır (HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH). Zayıf asit ve baz kısmen iyonlaşır ve denge kurar. Kuvvet ile derişim farklı kavramlardır.

HA ⇌ H⁺ + A⁻ Ka = [H⁺][A⁻] / [HA] ≈ [H⁺]² / Ca

• Ka ne kadar büyükse asit o kadar kuvvetlidir.
• Kuvvetli asit: [H⁺] = asit derişimi × H⁺ sayısı.
• Zayıf asit: [H⁺] = √(Ka · Ca).
• Kuvvetli baz: [OH⁻] = baz derişimi × OH⁻ sayısı; pH = 14 − pOH.
• Zayıf baz: [OH⁻] = √(Kb · Cb).

Nötralleşme ve titrasyon

Asit ile baz tepkimeye girerek tuz ve su oluşturur; bu olaya nötralleşme denir. Asit çözeltisine baz eklendikçe pH yükselir, indikatör renk değiştirir ve tepkime ekzotermik olduğu için sıcaklık artar. Tam nötralleşmede H⁺ mol sayısı OH⁻ mol sayısına eşittir.

n(H⁺) = n(OH⁻) → Ma · Va · (H⁺ sayısı) = Mb · Vb · (OH⁻ sayısı)

• Kuvvetli asit–kuvvetli baz eşdeğerlik noktasında pH = 7 olur.
• Zayıf asit–kuvvetli baz titrasyonunda eşdeğerlik noktasında pH > 7 olur.
• Büret, erlen ve indikatör (fenolftalein, metil oranj vb.) kullanılır.
• İndikatörün renk değiştirdiği an dönüm noktasıdır; eşdeğerlik noktasına yakın indikatör seçilir.

Çözünürlük dengesi

Suda az çözünen tuzda katı ile çözünen iyonlar arasında denge kurulur: AgCl(k) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻. Katı ifadeye yazılmaz ve çözünürlük çarpımı (Kçç) yalnızca sıcaklığa bağlıdır.

AₘBₙ(k) ⇌ mAⁿ⁺ + nBᵐ⁻ Kçç = [Aⁿ⁺]ᵐ · [Bᵐ⁻]ⁿ

• Ortak iyon eklenirse denge katı yönüne kayar ve çözünürlük azalır.
• Çözünme endotermikse sıcaklık artınca çözünürlük ve Kçç artar.
• Q < Kçç doymamış, Q = Kçç doygun, Q > Kçç ise çökelme olur.
• AgCl için çözünürlük s (mol/L) ise Kçç = s² olur.