Suyun Otoiyonizasyonu, Denge, Asit-Baz ve Çözünürlük Dengesi

1. Tersinir Tepkimeler ve Kimyasal Denge

Hem ileri hem geri yönde gerçekleşebilen tepkimelere tersinir tepkime denir (⇌ ile gösterilir). Kapalı kapta ileri tepkime hızı geri tepkime hızına eşit olduğunda dinamik denge kurulur. Dengede tepkime durmaz; ancak gözlenebilir (makroskobik) özellikler (renk, basınç, derişim) sabit kalır. Örnek gözlem: kapalı kapta 2NO₂ (kahverengi) ⇌ N₂O₄ (renksiz) sisteminde renk zamanla sabitlenir.

• Denge ancak kapalı sistemde kurulur.
• Dengede ileri hız = geri hız; derişimler sabittir ama genelde birbirine eşit değildir.
• Başlangıçta yalnız girenler ya da yalnız ürünler olsa da aynı denge durumuna ulaşılabilir (sıcaklık aynıysa).

Denge sabiti (Kc) ve Q ile tahmin

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

• Saf katı ve saf sıvılar denge ifadesine yazılmaz; yalnız gaz ve sulu çözelti türleri yazılır.
• Kc yalnız sıcaklığa bağlıdır.
• Gazlar için derişim yerine kısmi basınçlarla Kp yazılabilir.
• Ters tepkimenin K'sı 1/K olur. Tepkime n katına çıkarılırsa K, Kⁿ olur. Tepkimeler toplanırsa K'lar çarpılır.
• Kc büyükse ürünler, küçükse girenler ağırlıktadır.

Verilen andaki derişimlerle Kc ifadesi hesaplanırsa Q (derişimler çarpımı) bulunur. Q = K ise sistem dengededir. Q < K ise dengeye ulaşmak için ileri yönde, Q > K ise geri yönde ilerler.

2. Dengeye Etki Eden Faktörler (Le Chatelier İlkesi)

Dengedeki bir sisteme dışarıdan etki edilirse sistem bu etkiyi azaltacak yönde denge konumunu değiştirir.

Örnek: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ (ekzotermik). Sabit sıcaklıkta kabın hacmi küçültülürse gaz mol sayısı az olan taraf (NH₃) yönüne, yani ileri yöne kayar. Sıcaklık artırılırsa endotermik yön olan geri yöne kayar ve Kc küçülür.

3. Suyun Otoiyonizasyonu

Saf su çok az da olsa iyonlaşır: iki su molekülü arasında proton aktarımı olur. Bu olaya otoiyonizasyon denir. Saf suyun elektrik iletkenliği çok düşüktür ama sıfır değildir; bu da iyon varlığının gözlemidir.

2H₂O(s) ⇌ H₃O⁺(suda) + OH⁻(suda) (kısaca H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻)

Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 1×10⁻¹⁴ (25 °C)

• Saf suda [H⁺] = [OH⁻] = 1×10⁻⁷ M (25 °C), yani su nötrdür.
• İyonlaşma endotermiktir; sıcaklık artınca Kw artar. Bu durumda saf suyun pH'ı 7'den küçük olur, ancak su yine nötrdür çünkü [H⁺] = [OH⁻].
• pH = −log[H⁺], pOH = −log[OH⁻]; 25 °C'de pH + pOH = 14.
• Asidik: pH < 7, nötr: pH = 7, bazik: pH > 7 (25 °C).

4. Asit-Baz Teorileri

• Arrhenius yalnız sulu çözeltiler için geçerlidir; Brønsted-Lowry ve Lewis daha geniştir.
• Brønsted-Lowry'de asit proton verince eşlenik bazına, baz proton alınca eşlenik asidine dönüşür. Örnek: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ (NH₃ baz, NH₄⁺ eşlenik asit).
• Hem proton alıp hem verebilen türlere amfoter denir (H₂O, HCO₃⁻).
• Lewis tanımı en geniş olandır. Örneğin BF₃ Lewis asididir, NH₃ Lewis bazıdır.
• Her Arrhenius asidi/bazı aynı zamanda Brønsted-Lowry asidi/bazıdır.

5. Asit ve Baz Kuvveti

Kuvvetli asit ve bazlar suda tamamen iyonlaşır. Zayıf asit ve bazlar kısmen iyonlaşır ve denge kurar.

HA ⇌ H⁺ + A⁻ Ka = [H⁺][A⁻]/[HA]; B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ Kb = [BH⁺][OH⁻]/[B]

• Ka (Kb) ne kadar büyükse asit (baz) o kadar kuvvetlidir; sıcaklık sabitken yalnız sıcaklığa bağlıdır.
• Aynı derişimde kuvvetli asidin pH'ı zayıf asitten küçüktür.
• Seyreltilince zayıf asidin iyonlaşma yüzdesi artar, ancak Ka değişmez.
• Kuvvetli asitler: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄. Kuvvetli bazlar: 1A grubu hidroksitleri, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.
• Asit gücü ile derişim farklı kavramlardır.