11. Sınıf Kimya: Denge, Asit-Baz ve pH Hesaplamaları

Konu Özeti

Bu konuda tersinir tepkimeler, kimyasal denge ve denge sabiti ile asit-baz dengesi birlikte ele alınır. Saf suyun otoiyonizasyonu, pH ve pOH kavramları asitlerin ve bazların kuvvetini anlamanın temelidir. Kuvvetli ve zayıf asit-baz çözeltilerinin pH değeri, denge ifadeleri kullanılarak hesaplanır. Nötralleşme, titrasyon ve çözünürlük dengesi de bu bilgilerle günlük hayata bağlanır.

Temel Kavramlar

Tersinir tepkime hem ileri hem geri yönde gerçekleşen tepkimedir ve ⇌ ile gösterilir. Kapalı kapta ileri ve geri tepkime hızları eşitlendiğinde dinamik denge kurulur; derişimler sabit kalır ama tepkimeler durmaz.

aA + bB ⇌ cC + dD tepkimesinin denge sabiti derişimlerle yazılır. Saf katı ve saf sıvılar ifadeye yazılmaz.

Kc = [C]ᶜ·[D]ᵈ / ([A]ᵃ·[B]ᵇ)

• Başlangıçta Q (derişimler oranı) hesaplanır ve Kc ile karşılaştırılır.
• Q < Kc ise tepkime ileri yönde ilerler; Q = Kc ise sistem dengededir; Q > Kc ise tepkime geri yönde ilerler.
• Kc büyükse ürünler, küçükse girenler fazladır; Kc yalnızca sıcaklığa bağlıdır.

Le Chatelier ilkesine göre sistem dengeyi bozan etkiyi azaltacak yönde kayar: madde eklenirse eklenen maddeyi azaltan yöne, basınç artırılırsa gaz mol sayısı az olan yöne, sıcaklık artırılırsa endotermik yöne kayar. Katalizör dengeyi kaydırmaz, yalnızca dengeye ulaşma süresini kısaltır.

Suda çok az su molekülü proton alışverişi yaparak iyonlaşır: 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Buna otoiyonizasyon denir. 25 °C'de saf suda [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M'dir.

Kw = [H₃O⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴ (25 °C)

pH = –log[H₃O⁺] pOH = –log[OH⁻] pH + pOH = 14

25 °C'de pH < 7 asidik, pH = 7 nötr, pH > 7 bazik çözeltidir. Kw sıcaklığa bağlı olduğundan pH + pOH = 14 bağıntısı yalnızca 25 °C için geçerlidir.

Asit ve bazın kuvveti, suda iyonlaşma yüzdesiyle ilgilidir; derişimle karıştırılmamalıdır. Kuvvetli asit ve bazlar (HCl, HNO₃, H₂SO₄; NaOH, KOH, Ca(OH)₂) suda tamamen iyonlaşır. Zayıf asit ve bazlar (CH₃COOH, NH₃) kısmen iyonlaşır ve denge kurulur.

Arrhenius teorisinde asit suda H⁺ (H₃O⁺), baz suda OH⁻ verir. Brønsted-Lowry'de asit proton veren, baz proton alan maddedir; konjuge asit-baz çiftleri (örn. NH₄⁺/NH₃) ve amfoter türler (H₂O, HCO₃⁻) bu teoriyle tanımlanır. Lewis teorisinde asit elektron çifti alan, baz elektron çifti veren maddedir.

Kuvvetli asitte [H₃O⁺] = asidin derişimi × verdiği H⁺ sayısı; kuvvetli bazda [OH⁻] = bazın derişimi × verdiği OH⁻ sayısıdır. Zayıf asit HA ⇌ H⁺ + A⁻ için Ka, zayıf baz için Kb kullanılır.

Ka = [H⁺][A⁻] / [HA] Kb = [BH⁺][OH⁻] / [B]

Zayıf asitte iyonlaşan miktar x ise [H⁺] = [A⁻] = x olur. Ka çok küçük olduğundan Ca – x ≈ Ca alınır.

[H⁺] = √(Ka·Ca) [OH⁻] = √(Kb·Cb)

Asit ile bazın tepkimesiyle tuz ve su oluşmasına nötralleşme denir; net iyon denklemi H⁺ + OH⁻ → H₂O şeklindedir. Titrasyonda derişimi bilinen çözeltiyle derişimi bilinmeyen çözelti tam nötrleşene kadar karıştırılır. Kuvvetli asit-kuvvetli baz titrasyonunda eşdeğerlik noktasında pH = 7'dir.

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

Suda az çözünen tuzlar doygun çözeltide katısıyla dengededir: AgCl(k) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻. Katı denge ifadesine yazılmaz. Ortak iyon çözünürlüğü azaltır; çoğu katı tuzun çözünürlüğü sıcaklık artınca artar.

AgCl için Kçç = [Ag⁺][Cl⁻] PbI₂ için Kçç = [Pb²⁺][I⁻]²