11. Sınıf Kimya: Denge, Asit-Baz, Nötralleşme ve Çözünürlük

Konu Özeti

Tersinir tepkimeler, ürünlerin tekrar girenleri oluşturabildiği tepkimelerdir ve kapalı sistemde dinamik denge kurulur. Denge sabiti, derişimlere bağlı bir oran olarak bu dengenin konumunu gösterir. Dengeye etki eden faktörler Le Chatelier ilkesiyle açıklanır. Asit-baz, nötralleşme ve çözünürlük dengesi de aynı mantıkla incelenir.

Temel Kavramlar

Tersinir tepkimeler ve dinamik denge: Ürünlerin tekrar girenleri oluşturduğu tepkimeler tersinirdir ve ⇌ ile gösterilir. Kapalı kapta ileri ve geri tepkime hızları eşitlendiğinde dinamik denge kurulur. Dengede tepkime durmaz; renk ve basınç gibi özellikler sabit kalır.

• Denge öncesinde girenler azalır, ürünler artar; ileri hız azalır, geri hız artar.
• Denge anında ileri hız geri hıza eşittir ve makroskobik özellikler sabittir.
• Denge ancak kapalı sistemde kurulur.
• Derişim-zaman grafiklerinde derişimler sabitlendiyse denge kurulmuştur.

Denge sabiti (Kc): aA + bB ⇌ cC + dD tepkimesi için derişimlerle denge sabiti aşağıdaki gibi yazılır.

Kc = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b)

• Saf katı ve saf sıvılar Kc ifadesine yazılmaz.
• Gazlı tepkimelerde kısmi basınçlarla Kp yazılabilir.
• Kc yalnızca sıcaklığa bağlıdır; derişim ve hacim değişince K değişmez, yalnızca denge kayar.
• Ters tepkimenin K değeri 1/K olur; katsayılar n katına çıkarsa Kⁿ olur; tepkimeler toplanırsa K değerleri çarpılır.
• Kc > 1 ise ürünler, Kc < 1 ise girenler ağırlıklıdır.
• Q (anlık derişimler oranı) ile K kıyaslanır: Q < K ise ileri, Q > K ise geri yönde ilerler; Q = K ise denge vardır.

Le Chatelier ilkesi: Dengedeki bir sisteme dışarıdan etki yapılırsa denge, bu etkiyi azaltacak yönde kayar. Aşağıdaki tablo sık karşılaşılan etkileri özetler.

Temel Kavramlar (devamı)

Suyun otoiyonizasyonu: Saf suda çok az su molekülü proton aktararak iyonlaşır. Bu denge sabiti Kw ile gösterilir.

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ ; Kw = [H₃O⁺]·[OH⁻] = 1·10⁻¹⁴ (25 °C)

• 25 °C'de saf suda [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M ve pH = pOH = 7 olur.
• pH = −log[H₃O⁺], pOH = −log[OH⁻] ve pH + pOH = 14 bağıntısı geçerlidir.
• Otoiyonizasyon endotermiktir; sıcaklık arttıkça Kw artar.

Asit ve baz teorileri: Üç farklı teori aynı maddeyi farklı açılardan tanımlar.

• Brønsted-Lowry'de asit ve bazın proton alışverişiyle oluşan çiftine konjuge asit-baz çifti denir (örn. NH₄⁺/NH₃).
• Hem proton alıp hem verebilen türler amfiprotiktir (H₂O, HCO₃⁻).
• Lewis tanımı diğer iki teoriyi kapsar; BF₃ gibi proton içermeyen maddeleri de asit olarak açıklar.

Asit ve baz kuvveti: Kuvvetli asit ve bazlar suda tamamen iyonlaşır. Zayıf asit ve bazlar kısmen iyonlaşır ve denge kurulur. Kuvvet iyonlaşma yüzdesiyle ilgilidir; derişimle karıştırılmamalıdır.

• Kuvvetli asitler: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄.
• Kuvvetli bazlar: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ gibi 1A ve 2A hidroksitlerinin çoğu.
• Zayıf asitler: CH₃COOH, HF, H₂CO₃; zayıf baz: NH₃.
• Zayıf asit için Ka, zayıf baz için Kb kullanılır; K büyüdükçe kuvvet artar.

pH hesaplamaları (KİM.11.2.9): Kuvvetli asit ve bazlarda pH doğrudan derişimden, zayıf asit ve bazlarda ise Ka veya Kb üzerinden bulunur.

Kuvvetli asit: [H₃O⁺] = n·Ma ; Kuvvetli baz: [OH⁻] = n·Mb

Zayıf asit: [H₃O⁺] = √(Ka·Ma) ; Zayıf baz: [OH⁻] = √(Kb·Mb)

Nötralleşme (KİM.11.2.10): Asit ile bazın tepkimesinden tuz ve su oluşmasına nötralleşme denir. Kuvvetli asit ve kuvvetli baz için net iyon denklemi H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O şeklindedir ve tepkime ekzotermiktir.

Tam nötralleşme: nₐ·Mₐ·Vₐ = n_b·M_b·V_b (n: tesir değerliği)

Çözünürlük dengesi (KİM.11.2.13–14): Suda az çözünen tuzlarda katı ile iyonları arasında denge kurulur. Bu dengenin sabiti çözünürlük çarpımı (Kçç) olur ve katı yazılmaz.

PbI₂(k) ⇌ Pb²⁺(suda) + 2I⁻(suda) ; Kçç = [Pb²⁺]·[I⁻]²

• AB tipi tuzda Kçç = s²; AB₂ tipinde Kçç = 4s³ (s: molar çözünürlük).
• Q < Kçç: doymamış çözelti; Q = Kçç: doygun çözelti; Q > Kçç: çökelme olur.
• Ortak iyon varsa çözünürlük azalır.
• Anyonu zayıf asitten gelen tuzların (örn. CaCO₃) çözünürlüğü asit eklenince artar.