Kimyasal Denge, Asit-Baz ve Çözünürlük Çarpımı (Kçç)

1. Tersinir Tepkime ve Kimyasal Denge

Hem ileri hem geri yönde gerçekleşebilen tepkimelere tersinir tepkime denir ve çift yönlü okla (⇌) gösterilir. Örnek: N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g). Renksiz N₂O₄ ısıtılınca kahverengi NO₂ oluşur, soğutulunca renk açılır. Bu gözlem tepkimenin tersinir olduğunu gösterir. Kapalı kapta tersinir tepkimede ileri tepkime hızı zamanla azalır, geri tepkime hızı artar. İki hız eşitlendiğinde denge kurulur.

• Denge dinamiktir: tepkime durmaz, ileri ve geri hızlar eşittir.
• Dengede makroskobik özellikler (renk, basınç, derişim) sabittir.
• Denge kapalı kapta ve sabit sıcaklıkta kurulur.
• Dengede derişimler sabittir ama reaktif ve ürün derişimleri birbirine eşit olmak zorunda değildir.

2. Denge Sabiti (K)

aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g) Kc = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b)

• Saf katı ve saf sıvılar denge ifadesine yazılmaz (derişimleri sabit kabul edilir).
• Su, çözücü olmayıp tepkimeye giren/çıkan gaz ise yazılır.
• Tepkime ters çevrilirse K' = 1/K olur.
• Tepkime n ile çarpılırsa K' = Kⁿ olur.
• Tepkimeler toplanırsa denge sabitleri çarpılır.
• K yalnızca sıcaklığa bağlıdır. Derişim, basınç ve katalizör K'yı değiştirmez.
• K büyükse denge ürünler yönünde, küçükse girenler yönündedir.

3. Dengeye Ulaşıp Ulaşmadığını Tahmin Etme (Q ile K)

Verilen andaki derişimlerle Kc ifadesi hesaplanır; buna tepkime bölümü (Q) denir ve K ile karşılaştırılır.

Çözümlü örnek: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) tepkimesinde dengede [N₂]=1 M, [H₂]=2 M, [NH₃]=4 M ise Kc = [NH₃]² / ([N₂][H₂]³) = 16 / (1·8) = 2 bulunur.

4. Dengeye Etki Eden Faktörler (Le Chatelier İlkesi)

Dengedeki bir sisteme dışarıdan etki edilirse sistem bu etkiyi azaltacak yönde kayarak yeni bir denge kurar.

5. Suyun Otoiyonizasyonu

Saf suda çok az miktarda su molekülü birbirine proton verir: 2H₂O(s) ⇌ H₃O⁺(suda) + OH⁻(suda). Saf suyun elektrik iletkenliğinin çok düşük ama sıfır olmaması bu olayın gözlemidir. 25 °C'de saf suda [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M'dir.

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

• pH < 7 asidik, pH = 7 nötr, pH > 7 baziktir (25 °C).
• Ksu yalnızca sıcaklığa bağlıdır.

6. Asit ve Baz Teorileri

• Arrhenius tanımı yalnızca sulu çözeltiler için geçerlidir. Brønsted-Lowry ve Lewis daha kapsamlıdır.
• Brønsted-Lowry'de asit-baz eşleri bir proton farkıyla oluşur: HCl/Cl⁻, NH₄⁺/NH₃.
• Hem proton alıp hem verebilen türlere amfoter denir (H₂O, HCO₃⁻).
• Her Arrhenius asidi/bazı Brønsted-Lowry tanımına da uyar; tersi doğru değildir (NH₃ Arrhenius bazı değildir, Brønsted-Lowry bazıdır).