Ali Arpat

Kimya.11
3.Ünite
Konu Özeti
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Suyun Otoiyonizasyonu
Asitlerin ve Bazların Ayrışma Dengeleri
Nötralleşme Reaksiyonları
Çözeltilerde Çözünme ve Çökelme Olayları
Kompleks Oluşuma – Ayrışma Dengeleri
Titrasyon
Hazırlayan
Ali Arpat
1
Sulu çözeltilerde [H+] ve [OH-] derişimleri genel
olarak çok küçük sayılardır. Bu sayılar üslü şekilde
ifade edilir. Bu sayıları günlük hayatta kullanılan
sayılara dönüştürmek için Soren Sorensen pH ve
pOH kavramını geliştirmiştir.
SUYUN OTOİYONİZASYONU
Saf Su Mutlak Bir Yalıtkan mıdır?
Su polar bir madde olup, molekülleri arasında
dipol dipol bağları ve hidrojen bağları mevcuttur. Saf
su kısmen de olsa iyonlaşır ve bu özelliği ile zayıf da
olsa iletkenlik gösterir.
pH = -log[H+]
pOH = -log[OH–]
Ksu=[H+] [OH] olduğunu biliyoruz. Eşitliğin her
iki tarafının –logaritması alınırsa
Saf Suyun İletkenliği ve Otoiyonizasyon
Saf su zayıf bir eloktrolit olup zayıf bir iletken
özelliği taşır. Saf suyun iyonlaşması denge ile
sonuçlanır.
pKsu = pH + pOH olarak bulunur.
Burada 14 = pH + pOH olur.
H+(suda) + OH–(suda)
H2O(S)
Örnek: 1.10–5 M HCl çözeltisinin pH değeri nedir ve
ortam hangi özelliği gösterir?
Bu olaya suyun otoiyonizasyonu (otoprotoliz)
denir. H+ iyonu küçük bir yarıçapa sahip olup pozitif
yüklü olduğundan su molekülleri ile kolaylıkla
birleşebilir.
H2O(S) + H+(suda)
H3O+(suda) şeklinde yazılır
Bu tepkimeler toplu olarak gösterilebilir.
Örnek: 0,00025 mol 500 mL lik H2SO4 çözeltinin pH
değeri nedir ve ortam hangi özelliği gösterir?
OH–(suda) + H3O+(suda) olur.
H2O(S) + H2O(S)
Bu durumda
Kd=[H3O+] [OH–]
/
[H2O]2
Suyun
iyonlaşma
miktarı oldukça azdır. Kd de bir sabittir.
Kd[H2O]2=[H3O+] [OH–] olur.
[H3O+] yazım kolaylığı için [H+] şeklinde yazılır. Bu
durumda, Kd= [H+] [OH–] olur.
Örnek: 0,01 mol NaOH katısı ile 100 mL çözelti hazırlanıyor hazırlanan bu çözeltinin;
H+(suda) + OH–(suda) şeklinde yazılır.
H2O(S)
Suyun denge sabiti aşağıdaki şekilde yazılır.
a) [H+] nedir?
b) pH değeri nedir?
c) Ortam hangi özelliği gösterir?
Kd [H2O] = [H+] [OH-] eşitliğinde
Kd [H2O] çarpımı sabit olup bu sabite Ksu denir.
Ksu=[H+] [OH–] olarak bulunur.
25 0C’de Ksu iyonlaşma sabiti 1.10-14 tür.
Ksu=[H+] [OH] dır, [H+]=x ve [OH–]=x olsun.
1.10-14=x2 ise x=1.10-7 bulunur.
Not: 1 Litre su yaklaşık olarak 56 moldur. (56 M)
Örnek: pH – pOH = 4 olan çözeltinin [H+] ve [OH–]
derişimleri nedir? Ve ortam hangi özelliği gösterir.
Suyun İyonlaşma Dengesi ve pH, pOH
H+ iyon derişiminin OH– iyon derişimine eşit
olduğu çözeltilere nötral çözelti denir.
1. Eğer [H+] = [OH-] ise çözelti nötrdür.
2. Eğer [H+] < [OH-] ise çözelti baziktir.
3. Eğer [H+] > [OH-] ise çözelti asidiktir.
0
7
Asit
Nötr
14
Baz
1. BÖLÜM BİTTİ
2
ASİTLERİN VE BAZLARIN AYRIŞMA DENGELERİ
Örnek: 0,2 M HA asidinin pH değerini bulunuz?
(Ka:5.10-8)
Asitlerin ve Bazların Bronsted–Lowrey Tanımı
Proton veren maddeye asit, proton alan maddeye
ise baz denir. Kısaca asit proton verici, baz proton
alıcıdır.
HCl + H2O
H3O++ Cl–
Örnek: 0,1 M HF asidinin belli bir sıcaklıktaki pH
değeri 5 olduğuna göre bu asidin asitlik sabiti nedir?
Burada HCl proton verdiği için asit H2O ise proton
aldığı için bazdır.
HCl +
Asit
H3O+ + ClAsit
Baz
H2O
Baz
HCl asidi tepkimeye girerek Cl- bazını oluşturur.
Bu asit ve baz arasında proton alış verişi söz
konusudur. Buna kanjuge asit baz çifti denir.
HCl, Cl bazının kanjuge asididir. Burada H2O, H3O+
nın kanjuge bazıdır.
NH3 + H2O
Baz Asit
Örnek: 0,4 M HA asidinin pH değeri 6 olduğuna göre
bu asidin asitlik sabiti nedir?
NH4+ + OHAsit
Baz
Asit1 + Baz2
tepkimesi için Kd = [OH–][NH4+] / [NH3][H2O] olur.
Baz1 + Asit2 ile gösterilir.
Not: Bir asidin kanjuge bazı o asidin H
kaybetmiş halidir.
+
OH–(suda) + NH4+(suda)
NH3(Suda) + H2O(S)
Bu tepkimede ise H2O asit NH3 bazdır. Genel
olarak Bronsted-Lowry asit baz tepkimesi
[H2O] nun değeri sabit olup, Kd ye katılabilir. Elde
edilen değere Bazlık sabiti denir. Kb ile gösterilir.
iyonunu
Kb = [OH–][NH4+] / [NH3] bulunur.
Yukarıdaki tepkimelerde H2O, HCl karşısında baz
NH3 karşısında asit gibi davranmıştır.
Bu şekilde kuvvetli asitler karşısında baz, kuvvetli
bazlar karşısında asit gibi davranan maddelere
Amfoter maddeler denir.
Zayıf bazlar suda çok çözünür fakat az
iyonlaşırlar, iyonlaşmaları denge ile sonuçlanır. Zayıf
bazın (Kb) değeri ne kadar büyükse bazlığı da o kadar
fazladır.
MOH
Zayıf Asit ve Bazların Ayrışma Dengeleri
M+ + OH–
Kb= X2 / [MOH]
[M+]=[OH–] = X olsun.
olur.
Bazı asit ve bazlar suda çözündüklerinde tamamen iyonlarına ayrışırken bazıları da kısmen iyonlaşır.
Suda az iyonlaşan maddeler su ile denge oluşturur.
NOT: Zayıf asit çözeltisine o asidin bazik tuzu
eklenirse Ka değeri küçülür.
CH3COO–(suda) + H3O+(suda)
Örnek: 0,25 M MOH bazının [H+] iyon derişimini ve
pH değerini bulunuz? (Kb: 4.10-8)
CH3COOH(S) + H2O(S)
Kd = [CH3COO–][H3O+] / [CH3COOH][H2O] olur.
[H2O] nun değeri sabit olup, Kd ye katılabilir. Elde
edilen değere Asitlik sabiti denir. Ka ile gösterilir.
Ka = [CH3COO–][H3O+] / [CH3COOH] bulunur.
Örnek: 0,1 M MOH bazının pH değeri 9 olduğuna göre
bu bazın bazlık sabiti (Kb) nedir?
Zayıf asitlerin sudaki çözünmeleri denge ile ilgili
olup dengenin kuralları geçerlidir. Bir zayıf asidin
iyonlaşma sabiti (Ka) büyüdükçe asidik özellik artar.
Ka sıcaklığa bağlıdır. Asidin sulu çözeltisine saf su
katılırsa iyonlaşma artar.
HA
H+ + A–
+
–
[H ] = [A ] = X olsun
Ka = [H+][A–] / [HA]
Ka = X2 / [HA] olur.
Örnek: 0,5 M MOH bazının pH değeri 8 olduğuna göre
bu bazın bazlık sabiti (Kb) nedir?
Not: Ka değeri ne kadar küçükse asit o kadar zayıftır.
3
Asit ve Bazların Ayrışma Oranları
Oksijen sayısı aynı olan aynı grup oksi asitlerinde
grupta aşağıdan yukarıya da asitlik artar.
Asit ve bazların iyonlaşmalarının denge ile ilgili
olduğunu belirtmiştik. Burada iyonlaşma oranı ne
kadar fazla ise iletkenlikleri ve kuvvetleri de aynı
oranda fazladır.
HClO4
HBrO4
HIO4
Oksijen sayısı değişen oksi asitlerde ise oksijen
sayısı arttıkça asidin kuvveti artar.
Eşlenik Asit baz çiftlerinde Ka ve Kb İlişkisi
Eşlenik asit–baz çiftlerinde iyonlaşma denge ile
ilgilidir.
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
CH3NH3+ + OH-
CH3NH2 + H2O
Katyonların ve Anyonların Asitliği / Bazlığı
Kb = [CH3NH3+][ OH-] / [CH3NH2]
CH3NH3+ + H2O
Çapları küçük, yükü büyük olan metal katyonları
sulu çözeltilerine H+ iyonu vermeseler de çözeltileri
asidiktir.
Katyonlar kolayca proton alamazlar. Fakat zayıf
asitlerin eşlenik bazları olan bütün anyonlar ise proton
alıcı olarak davranırlar ve bu nedenle bazik çözelti
verirler.
CH3NH2 + H3O+
Ka = [CH3NH2][H3O+] / [CH3NH3+]
Her iki denge ifadesini keyfi olarak çarpacak olursak;
Ka.Kb=
[CH3NH2][H3O+]
[CH3NH3+]
+
X
Asitlik artar
[CH3NH3+][ OH-]
Not: Zayıf bazların konjuge asitlerini içeren tuzların
çözeltileri asidik özellik gösterir.
[CH3NH2]
İyonların su ile tepkimeye girerek H3O+ ve OHoluşturmasına Hidroliz denir.
Moleküller asit ya da baz olabileceği gibi iyonlar
da asit ya da baz olabilir.
Zayıf
asidin
tuzu
çözeltisinde
iyonlarına
ayrıldığında tuzun zayıf asitte gelen anyonu ile su
arasında hidroliz dengesi oluşur.
-
Ka.Kb = [H3O ] [ OH ] = Ksu bulunur.
Bu durumda Ka.Kb = 1.10-14 sonucuna ulaşılır.
Hidroksit Tipi Bazların Kuvveti
H+ + A-
A- + H2O
HA + OH-
Alkali metallerin ve toprak alkali metallerin
hidroksitleri suda tamamen metal ve hidroksit
iyonlarına ayrışır. Bu bazların kuvvetini belirleyen OH–
iyonlarının değişimidir.
Ancak çözünmeleri denge ile sonuçlanan bazlar
zayıf bazlar olup, bu bazların OH– değişimi diğerlerine
göre azdır. Bu nedenle zayıf iletkendirler.
HA
Asit ve Bazların Kuvveti
Kh.Ka = [H+][OH-] = Ksu bulunur.
Asit ve bazların kuvveti iyonlaşma enerjisi ile
ölçülür, Suda çok çözünüp çok iyonlaşan kuvvetli, az
iyonlaşan ise zayıftır. Kuvvetli asit ve bazlar kuvvetli
elektrolit, zayıf asit ve bazlar ise zayıf elektrolittir.
Aynı şekilde zayıf baz ile kuvvetli asitten oluşan
tuzun çözeltisinde hidroliz sabiti de
Halojen Asitlerinde Asitlik Kuvveti
Örnek: Belli bir sıcaklıkta bulunan 0,02 M KCN tuzu
çözeltisinin pH değeri nedir? (Ka=2.10-8)
Ka = [H+][A-] / [HA]
Kh= [HA][OH-] / [A-]
Zayıf tuzun hidroliz sabiti ile asidin iyonlaşma
sabiti keyfi olarak çarpılırsa
Kh.Ka = ( [HA][OH-] / [A-] ).( [H+][A-] / [HA] )
Kh.Kb = Ksu olur.
Kimyasal bağ polarlıkları azaldıkça atomların
iyonlaşma yüzdeleri artacaktır. Bu durum H+ iyon
derişimini artırır, böylece asitlik kuvveti artar.
H – F < H – Cl < H – Br < H – I
Örnek: Belli bir sıcaklıkta bulunan 0,01 M NaF tuzu
çözeltisinin pH değeri nedir? (Ka=1.10-6)
Oksi asitlerin asitlik Kuvveti
Oksijen sayısı aynı olan oksi asitlerde X’ in
elektronegatifliği arttıkça asidin kuvveti artar.
H2SO4
<
Örnek: Belli bir sıcaklıkta 1.10-2 M NH4Cl çözeltisinin
pH değeri nedir? (Kb=1.10-10 )
Asitlik artar
HClO4
4
Kuvvetli Asit ve Baz Çözeltilerinde pH
Örnek: 0,4 M HA zayıf asidinin pH değeri ne olur?
(Ka:2,5.10-8)
Kuvvetli asit ve bazlar suda çözündüklerinde
tamamen iyonlaşırlar. Bu tür asit ve bazlar, suda
çözündüğünde, oluşan anyon ve katyonların derişimi,
başlangıçtaki maddenin derişimine eşittir.
Örnek: 0,0001M HCl çözeltisinin pH değeri nedir ve
ortam hangi özelliği gösterir?
Örnek: 2 L suda 0,4 mol HA zayıf asidi çözündüğünde
çözeltinin pH ı kaç olur? (Ka:5.10-6)
Örnek: 0,01 mol 3 L lik H3PO4 çözeltinin pH değeri
nedir ve ortam hangi özelliği gösterir?
Örnek: 1 L, 0,01 M HCOOH çözeltisi hazırlanıyor. Kaç
gram HCOOH iyonlarına ayrışmıştır? (HCOOH:46,
Ka:1.10-4)
Örnek: 0,0001 mol NaOH katısı ile 100 mL çözelti
hazırlanıyor hazırlanan bu çözeltinin;
a) [H+] nedir?
b) pH değeri nedir?
c) Ortam hangi özelliği gösterir?
Örnek: HA ile gösterilen zayıf bir asidin iyonlaşma
sabiti Ka:1,8.10-5 olduğuna göre bu asidin 0,5 M lık
çözeltisinin iyonlaşma yüzdesi nedir?
Örnek: pH – pOH = 2 olan çözeltinin [H+] ve [OH–]
derişimleri nedir? Ve ortam hangi özelliği gösterir.
Örnek: OH– iyonu derişimi 9.10–3 M olan zayıf baz
çözeltisinin derişimi kaç molardır? (Kb: 8,1.10–5)
Zayıf Asit ve Baz Çözeltilerinde pH
Örnek: OH– iyonu derişimi 1.10–4 M olan zayıf baz
çözeltisinin derişimi kaç molardır? (Kb: 2,5.10–8)
Zayıf asit ve bazların ayrışma dengelerinde
ayrışmamış olan zayıf asit veya bazın türünün
değişimi, iyonlaşmanın düşük oranda olması hesaba
katılarak yaklaşık olarak başlangıç derişimine eşit
kabul edilir.
HA
H+ + A-
Ka = X2 / [Ca]
Kb= X2 / [Cb]
X = [H+] =
Ka = [H+][A-] / [HA]
ise X2=[H+]2=Ka. [CA]
(1 değerli asit ve bazlar için)
Ka.Ca
X = [OH-] =
Kb.Cb bulunur.
2. BÖLÜM BİTTİ
5
NÖTRALLEŞME REAKSİYONLARI
Zayıf Baz–Kuvvetli Asit
Nötrallik ve pH
Bu tür tuzların katyonu zayıf bir bazdan geldiği
için katyonu hidroliz olabilir. Bu tür tuzlar asidik
özellik gösterir. (NH4Cl gibi.)
Suyun pH değeri suda yaşayan tüm canlılar için
oldukça önemlidir. Çözeltilerin pH değerleri çeşitli
yöntemlerle ölçülebilir. Bunun için pH kâğıdı, boyar
maddeler (indikatörler) kullanılabilir.
NH3 + HCl
NH4Cl
NH4OH + H+
NaCl(suda) + H2O(s)
Tepkimesi oluşur. Bu tepkimenin net iyon denklemi
H+(suda) + OH–(suda)
Tampon Çözeltiler
H2O(s) şeklindedir.
Tampon çözeltiler, az miktarda asit, baz veya su
eklenmesiyle pH değeri önemli derecede değişmeyen
denge sistemlerine tampon çözelti denir. Bir tampon
çözelti asidik veya bazik özellikte olabilir.
Saf suyun ideal nötral olması [H+] ve [OH–] iyon
derişimlerinin eşitliğine dayanır.
H2O(s)
H+(suda) + OH–(suda) denge reaksiyo+
–
nunda [H ] ve [OH ] iyon derişimleri 1.10–7 M dır.
Not: pH değeri 7 olan çözeltiler nötrdür.
Asidik Tampon çözelti:
Zayıf bir asit ile bu asidin tuzunu içeren çözeltidir.
İndikatörler
Örneğin HF çözeltisine KF tuzu eklenirse;
Asit–Baz
çözeltilerinin
pH’
ını
belirlemede
kullanılan maddelerdir. İndikatörler zayıf asit veya baz
olduklarından ortamın hidrojen iyonu derişimine karşı
çok duyarlıdırlar. Bu nedenle belirli pH aralıklarında
şiddetli renk değiştirirler.
Fakat pH değerini değiştirmezler. Metiloranj ve
Metil kırmızısı asit bölgesinde, fenol–ftalein ve alizarin
sarısı baz bölgesinde renk değiştirir.
HF
CH3COOH
veya
CH3COO– + H+
Denge sistemlerinde ürün derişimi artırılmış olur.
Bu dengenin girenlere doğru kayıp [H+] derişiminin
azalmasına yani asitliğin azalmasına sebep olur.
Böyle durumlarda
[H+] = Ka [Asit] / [Tuz] eşitliği kullanılır.
Bu tür tuzların hem anyonu hem de katyonu kuvvetli olduğundan bu tuzlar hidroliz olamaz. Bunlara
nötr tuzlar denir. (pH=7 dir.)
NaCl +
Nötr tuz
H+ + F–
CH3COOH çözeltisine CH3COONa tuzu eklenirse;
Kuvvetli Asit ve Kuvvetli Baz Karışımlarında
Eşdeğerlik Noktası
NaOH + HCl
NH4 + Cl–
NH4++H2O
Kuvvetli bir asit ile kuvvetli bir bazın tepkimesinde
NaOH(suda) + HCl(suda)
NH4Cl
+
Örnek: 0,2 M HCN çözeltisi üzerine eşit hacimde 0,4
M KCN çözeltisi ilave ediliyor. Oluşan çözeltide [H+]
iyonu derişimi kaç molardır? (Ka: 4.10-10)
H2O
Eşdeğerlik noktası geçildiğinde H+ veya OH– molar
derişimi değişeceğinden pH aniden 7 nin çevresine
gider. Bu noktada kullanılan indikatör renk değiştirir.
pH deki bu ani değişim “eşdeğerlik noktası”nı verir.
Bir nötrleşme tepkimesinin eşdeğerlik noktası hem
asit hem de bazın tükendiği noktadır.
Eşdeğerlik noktası nötral nokta değildir.
Örnek: 0,06 M HA çözeltisine eşit hacimde 0,8 M KA
çözeltisi ilave edildiğinde H+ iyon derişimi 3.10-5 M
oluyor. Buna göre HA asidinin asitlik sabiti kaçtır?
Kuvvetli Asit–Zayıf Baz ve Zayıf Asit–Kuvvetli
Baz Karışımlarında pH
Kuvvetli Baz–Zayıf Asit
Bu tür tuzların anyonu zayıf bir asitten geldiği için
anyonu hidroliz olabilir. Bu tuzlar bazik özellik
gösterir. (KCN, Na2CO3, KF vb.)
CH3COOH + NaOH
CH3COONa
CH3COO– + H2O
CH3COONa + H2O
Örnek: 0,5 M 1 L HA zayıf asit çözeltisi içine 0,2 mol
NaA tuzu ilave edilirse bu çözeltideki [H+] derişimi kaç
M olur? (Ka=1.10-10)
CH3COO– + Na+
CH3COOH + OH–
6
Bazik Tampon Çözeltiler:
Zayıf
bir
baz
ile
bu
pH Nasıl Ölçülür
bazın
tuzunu
içeren
Çözeltilerin pH değeri başlıca üç yöntemle
ölçülebilir. Bunlar indikatörler, pH kâğıtları ve pH
metrelerdir.
çözeltilerdir. NH3 çözeltisine NH4Cl tuzu eklenirse
NH4+ + OH–
NH3 + H2O
Dengesine göre NH4+ derişimi artıp Le Chatalier
prensibine göre denge girenlere doğru kayacaktır. Bu
da OH- derişiminin yani bazlığın azalmasına neden
olacaktır.
a) İndikatör Yöntemi
İndikatör yöntemi basit ve ucuz bir yöntemdir.
Çok hassas ölçümlere gerek olmadığı zaman kullanılır.
İndikatörler, pH değiştikçe çözeltide renk değiştiren
zayıf bir asit veya zayıf baz özelliği gösteren organik
yapılı bileşiklerdir. Bunların asidik ve bazik şekillerinin
renkleri farklıdır.
İyi bir indikatörün renk değiştirmesi ani ve dar
aralıkta olmalıdır. Asidik ve bazik şekillerin derişimi pH
değerine bağlı olduğundan, belirli pH değerlerinde bu
renklerden birisi hakim olur. pH değeri değiştikçe
renkte değişir. pH aralığı indikatörün asit renginden
baz rengine değiştiği aralık olarak tanımlanır.
Böyle durumlarda
[OH–] = Kb [Baz] / [Tuz] eşitliği kullanılır.
Örnek: 0,1 M NH3 çözeltisi üzerine eşit hacimde 0,2 M
NH4Cl çözeltisi ilave ediliyor. Oluşan çözeltide [OH-]
iyonu derişimi kaç molardır? ve pH=? (Kb:2.10-8)
b) pH Kâğıdı Yöntemi
pH kâğıtları indikatörlere göre hassas netice
verirler. pH kâğıtları çözeltiye daldırılınca renk
değiştiren kâğıtlardır. Meydana gelen bu rengin kutu
üzerindeki renk ile karşılaştırması sonucu çözeltinin
pH değeri bulunur.
Bu kâğıtlar her pH değerlerinde farklı renk alırlar.
pH aralığı 0 – 7, 7 – 14 ve 0 – 14 olmak üzere üç türü
vardır.
Örnek: X M NH3 çözeltisi ile 0,06 M NH4Cl çözeltisi
eşit hacimde karıştırıldığında son karışımın pH değeri
8 olmaktadır. Buna göre X kaçtır? ( Kb=2.10-8 )
c) pH Metre Yöntemi
pH ölçümleri daha doğru ve hassas olarak pH
metreler ile yapılır. pH metrelerde cam elektrotlar
kullanılır. Bunların özelliği, H+ iyonlarını geçirmeleridir.
Cam geçirgen zarın iki yüzü arasında pH değerine
bağlı bir potansiyel farkı oluşur. Bu potansiyel farkının
bir referans elektroda karşı ölçülmesi ile çözeltinin pH
değeri bulunur.
pH metrenin ölçümden öncesi pH değeri kesin
olarak bilinen tampon çözeltilerle kalibre edilmesi
gereklidir.
Cam elektrot, membran (geçirgen zar) özelliğinin
bozulmaması için kesinlikle damıtılmış su içinde
saklanmalıdır.
Örnek: Belli bir sıcaklıkta bulunan 0,2 M MOH zayıf
bazını ve 0,4 M MCl tuzunu içeren bir çözeltinin pH
değeri kaçtır? ( Kb=2.10-5 )
Zayıf Asit ve Zayıf Bazın Oluşturduğu Tuzlar:
Bu tür tuzların hem anyonu hem de katyonu zayıf
olduğundan hem anyonu hem de katyonu hidroliz
olabilir. Ancak çözeltinin göstereceği özellik Ka ve Kb
değerlerine bağlıdır. Ka=Kb ise pH=7 dir.
(Eğer Ka>Kb ise Asidik tuz, Ka<Kb ise Bazik tuz)
NH3 + HF
NH4F
NH4++H2O
F– + H2O
NH4F
NH4+ + F–
NH4OH + H+
HF + OH–
3. BÖLÜM BİTTİ
7
Örnek: CaBr2 tuzunun 25 0C deki çözünürlük çarpımı
Kçç=4.10-9 ise bu tuzun;
a) Çözünürlüğünü bulunuz.
b) 400 ml doygun çözeltisindeki çözünen miktarını
bulunuz. (CaBr2=200)
ÇÖZELTİLERDE ÇÖZÜNME VE ÇÖKELME
OLAYLARI
Çözünme – Çökelme Dengesi
Bir maddenin başka bir madde içerisinde homojen
olarak dağılmasına çözünme oluşan homojen karışıma da çözelti denir.
İki veya daha fazla çözelti birbiri ile karıştırıldığında katı bir maddenin oluşması ve sıvı fazda
ayrılması olayına çökelme denir.
Kabın dibinde toplanan maddeye de çökelti denir.
Yapılan işleme de çöktürme işlemi denir.
Hacimleri ve derişimleri eşit olan farklı çözeltiler
karıştırıldığında suda az çözünen katı çöker.
Örnek: Belli bir sıcaklıkta doymuş Al(OH)3 çözeltisinde [Al+3] = 1.10-9 M olduğuna göre aynı sıcaklıkta Al(OH)3 ün Kçç değeri nedir?
Doymuş ve Aşırı Doymuş Çözeltiler
İçerisinde çözülebileceği kadar çözünmüş madde
içeren çözeltilere Doymuş çözelti, İçerisinde çözülebileceğinden daha az madde içeren çözeltilere
Doymamış çözelti, Çözülebileceğinden daha fazla
çözünmüş madde bulunduran çözeltilere Aşırı
doymuş çözelti denir. Bunlar kararsızdırlar kendi
hallerine bırakıldıklarında aşırı olan kısmı çöker.
Aşırı doymuş çözeltinin kristallenmesini sağlamak
için maddenin kristalinin çözeltiye atılmasına aşılama
denir.
Örnek: Belli bir sıcaklıkta doymuş MgF2 çözeltisinde
[Mg+2] = 1.10-4 M olduğuna göre aynı sıcaklıkta MgF2
ün Kçç değeri nedir?
Çökmenin Olup Olmaması
Tuzların Çözünme ve Çökelme Şartları
Herhangi bir andaki denge sabiti Kq ile Kçç arasındaki
ilişki aşağıdadır.
CH3COONa ın çözünme denklemi;
CH3COONa(k)
CH3COO– + Na+ şeklindedir.



Bu denge tepkimesinin denge ifadesi;
Kd = [CH3COO-][Na+] / [ CH3COONa] şeklindedir.
Kq=Kçç ise sistem dengededir.
Kq<Kçç ise sistem doymamıştır.
Kq>Kçç ise sistemde çökme olur.
Örnek: Birer L 2.10-4 M Pb(NO3)2 ve 1.10-3 M NaBr
çözeltileri karıştırıldığında çökme olur mu?(Kç=4.10-6)
Heterojen olan bu denge tepkimesinde saf katı ve
saf sıvıların denge bağıntısında yer almadığını
biliyoruz. Burada;
Kd[CH3COONa] = [CH3COO-][Na+] bulunur.
“Kd[CH3COONa]” ifadesine çözünürlük çarpımı
sabiti denir. Kçç ile gösterilir. Kçç suda az çözünen
tuzlar için kullanılan bir kavramdır. Burada dengenin
kuralları geçerlidir.
Çökme İçin Sınır Derişimleri
Örnek: X M AgNO3 çözeltisi ile eşit hacimde 2.10-4 M
KI çözeltisi karıştırılıyor çökme olmaması için X kaç M
olmalı (Kçç=1,7.10-12 )
Örnek. AgCl tuzunun 25 0C deki çözünürlük çarpımı
Kçç=1,69.10-10 ise bu tuzun çözünürlüğünü bulunuz?
0
Örnek. AgI tuzunun 25 C deki çözünürlüğü 1.10
bu tuzun Kçç değerini bulunuz?
-6
Örnek: CaCO3 için Kçç=4,8.10-9 dur. n M 200 mL
Ca(NO3)2 çözeltisi ile 0,02 M 200 mL Na2CO3 çözeltileri
karıştırılıyor. Bir çökelmenin olmaması için n kaç
olmalıdır?
ise
8
Çökme Sonrası İyon Derişimleri
Ortak iyon varlığında Çözünürlüğün Hesaplanması
Örnek: 0,02 M 100 mL Mg(NO3)2 ile 0,02 M 100 mL
NaOH çözeltileri karıştırılıyor. Mg(OH)2 çöküyor.
Çökme tamamlandıktan sonra karışımdaki [Mg+2] ve
[OH-] derişimlerini bulunuz. (Kçç=2.10-10)
Suda az çözünen bir tuzun çözünürlüğünün ortak
iyon içeren başka bir tuz yanında azalmasına ortak
iyon etkisi denir.
NOT: Kçç değerini sadece sıcaklık etkiler. Kçç nin belli
bir birimi yoktur.
Örnek: 0,04 M KCl çözeltisinde AgCl
çözünürlüğünü bulunuz. (Kçç= 1,6.10-9)
katısının
Örnek: 0,1 M NaI çözeltisinde PbI2
çözünürlüğünü bulunuz. (Kçç= 3,2.10-8)
katısının
Örnek: 0,2 M KCl çözeltisinde PbCl2
çözünürlüğünü bulunuz. (Kçç= 3,2.10-8)
katısının
Sıcaklığın Çözünürlüğe Etkisi ve Çözünme Entalpisi
Bir maddenin belli bir sıcaklıkta ve basınçta 100
cm3
suda
çözünebilen
maksimum
miktarına
çözünürlük denir.
Katıların çözünürlüğü sıcaklıkla genellikle artar.
Çözünme hızı ve çözünürlük farklı kavramlardır.
Hız dengeye varma ile ilgili olup, çözünürlük denge
sabiti ile ilgili bir büyüklüktür.
Örneğin Li2SO4 ün çözünürlüğü ekzotermik olup
sıcaklık artırıldığında çözünme hızı artar. Ancak
Çözünürlüğü azalır.
pH Etkisiyle Çözünürlüğün Değişimi
Hidroksit tipi bileşiklerin çözünürlükleri pH
değerine bağlıdır. Bu çözeltilere eğer asit eklenirse
çözünürlük artar, eğer baz eklenirse çözünürlük azalır.
Örnek: 15 0C deki çözünürlüğü 20 g / 100 cm3 su, 35
0
C deki çözünürlüğü 50g / 100 cm3 su olan bir tuz
için; 35 0C de 250 g su ile hazırlanan çözelti 15 0C ye
soğutulursa kaç g tuz çöker?
Örnek: Katısı ile dengede olan CaSO4 çözeltisine
aşağıdaki işlemlerden hangisi eklenirse SO4-2 iyon
derişimi artar.
A)
B)
C)
D)
E)
Örnek: 5 0C deki çözünürlüğü 12 g/100 cm3 su, 25 0C
deki çözünürlüğü ise 30 g/100 cm3 su olan bir tuz
için; 5 0C de 400 g su ile hazırlanan çözelti 25 0C ye
ısıtılırsa kaç g daha tuz eklenmelidir?
Çözeltiye CaSO4 eklemek
Aynı sıcaklıkta su eklemek
Çözeltiye Ca(NO3)2 katısı eklemek
Çözeltiyi karıştırmak
Sıcaklığı artırmak
Örnek: Doymuş Mg(OH)2 çözeltisine;
I. HCl çözeltisi eklemek
II. Mg(NO3)2 çözeltisi eklemek
III. NaOH çözeltisi eklemek
İşlemlerinden hangileri uygulanırsa
değeri azalır.
Gazların çözünürlüğü ve Basınç
Gazların sıvılardaki çözünürlüğü sıcaklıkla ters
basınç ile doğru orantılıdır.
Dağcıların yüksek irtifalara çıkarken ve inerken
belli yüksekliklerde kamp yaparak vücutlarını dış
basınca alıştırma çabalarına Aklimatizasyon denir.
çözeltinin
pH
Örnek:
I. Deniz düzeyinde daha aşağıda gazlı içecek içen bir
kişinin yukarılara çıktıkça sürekli geğirmesi
II. Dalgıçların su altında yüzeye aniden çıkmaları
sonucunda vurgun olayı ile karşılaşmaları
III. Pamukkale travertenlerinin oluşması
Hangileri Henry yasası ile ilgilidir?
Ortak İyon Etkisi
Ortak iyon çözünürlüğü azaltır Çünkü çözelti o
madde açısında daha erken doygunluğa ulaşır. Fakat
ortak iyon çözünürlüğü değiştirmez.
Bir katının saf sudaki ve ortak iyon bulunduran
çözeltideki çözünürlükleri farklıdır. Ortak iyon varsa
çözünürlük azalır.
Örnek: CO2 gazının 2.10-4 atm deki çözünürlüğünü
bulunuz? (CO2 nin 1 atm deki çözünürlüğü 0,034 M)
4. BÖLÜM BİTTİ
9
KOMPLEKS OLUŞMA – AYRIŞMA DENGELERİ
İnsan Vücudu ve Kompleksler
Koordinasyon Bağlarının Oluşma Mekanizması
Koordinasyon bileşikleri hayvan ve bitkilerde
önemli bir rol oynar. Bu bileşikler; oksijen taşınması
ve depolanmasında, elektron aktarım ajanları olarak,
katalizör olarak ve fotosentezde gereklidir.
Hemoglobin metabolik işlemlerde oksijen taşıyıcı
olarak görev yapar. Molekül, adına alt birimler denilen
dört kollu uzun zincirler içerir. Hemoglobin kanda
oksijeni akciğerlerden dokulara taşır ve orada oksijeni
miyoglobine bırakır. Sadece bir alt birimden oluşmuş
olan miyoglobin oksijeni kaslardaki metabolik işlemler
için kullanılır.
Bilim adamları 1960 ların ortalarında, bazı kanser
türlerinin tedavisinde etkili bir ilaç olan cisplatin’i
keşfettiler. Cisplatin bir komplekstir. Modern kimyasal
araştırmaların büyük bir kısmı, komplekslerin yapıları,
özellikleri ve kullanışlarıyla ilgilidir. Kompleksler birçok
biyolojik reaksiyonlara da katılır.
Bağ oluşturacak elektron çifti atomlardan biri
tarafından karşılanıyor ise bu bağa koordine kovalent
bağ bu bileşiğe de koordinasyon bileşiği ya da
kompleks denir.
NH3 ile BF3 tepkimesinde NH3 baz, BF3 ise asit gibi
davranır.
Lewis Bazı + Lewis Asidi
H
l
H–N
l
H
F
l
+ B–F
l
F
Kompleks
H
F
l
l
H–N – B–F
l
l
H
F
oluşur
Koordine Kovalent bağ
Lewis Asitleri ve Bazları
Bir çift elektron alabilen maddelere asit bir çift
elektron verebilen maddelere baz denir. Lewis tanımı
susuz ortamda asit ve bazların davranışlarını açıklar.
Yukarıdaki örnekte görüldüğü gibi bir çift elektron
verebilen NH3 baz, bir çift elektron alabilen BF3 ise asit
gibi davranır.
Lewis asidi + Lewis bazı
Kordinasyon bileşiği
Kordinasyon bileşiğinin merkezinde bulunan ve
diğer yan gruplara bağlı olan atom veya iyona
merkez atom veya merkez iyonu denir.
Kordinasyon bileşiğinde nötr molekül veya
anyonlara Ligand denir.
Komplekslerin Kararlılıkları ve Oluşum Sabitleri
Kompleks iyonlarının oluşumu çözünürlüğü artırır.
Kompleks oluşumuna ilişkin denge sabitine oluşum
sabiti denir. Kol ile gösterilir.
Oluşum sabiti bir metal katyonunun belirli bir
kompleksi oluşturma eğiliminin ölçüsüdür. Oluşum
sabiti ne kadar büyük ise kompleks o kadar kararlıdır.
Kompleks Oluşumunun Çözünürlüğe Etkisi
Kompleks oluşumları sonucu tuzların çözünürlüğü
artar. Bir kompleks bir Lewis asidi ( metal iyonu) ve
birkaç Lewis bazı ( ligantlar ) arasında oluşur.
PbI2(k)
Pb+2 + 2I-
Pb+2(aq) + 4KI(aq)
Bu
tepkimede
(Kçç=1,4.10-8 )
[PbI4]-2(aq) + 4K+(aq)
kompleks
oluşturan
net
iyon
denklemi;
PbI2(k) + 2I-(aq)
[PbI4]-2(aq) şeklinde olup,
Kol = [PbI4]-2 / [I-]2 şeklinde olur. Ortama aşırı
miktarda I- (ortak iyon) eklendiğinde tepkime ileri
yöne hareket ederek çözünürlüğü artıracaktır.
5. BÖLÜM BİTTİ
10
TİTRASYON
Tam Nötrleşme:
Derişimi bilinmeyen bir asit veya baz çözeltisinin
derişimini belirlemek için nötrleşme reaksiyonlarının
kontrollü olarak yapıldığı yönteme Titrasyon denir.
Derişimi bilinen çözeltiye Standart Çözelti denir.
Nötrleşmenin olduğu ana Ekivalans Noktası veya
Dönüm Noktası denir. Dönüm noktasını belirlemek
için derişimi belirlenecek çözeltisinin içine İndikatör
eklenir.
Asit–Baz çözeltilerinin pH’ını belirlemede kullanılan
maddelere indikatör denir. İndikatörler zayıf asit
veya baz olduklarından ortamın hidrojen iyonu
derişimine karşı çok duyarlıdırlar. Bu nedenle belirli
pH aralıklarında şiddetli renk değiştirirler. Fakat pH
değerini değiştirmezler.
Tepkimeye giren asit ve bazdan herhangi birinde
artma yoksa buna tam nötrleşme denir.
nA.TdA = nB.TdB
veya
şeklinde formüle edilebilir.
Örnek: 0,5 M 20 cm3 KOH çözeltisi ile 50 cm3 H2SO4
çözeltisi tamamen nötrleşmektedir. Buna göre H2SO4
çözeltisinin derişimi kaç M dır?
Örnek: 0,4 M 30 cm3 Mg(OH)2 çözeltisi ile 40 cm3
H3PO4 çözeltisi tamamen nötrleşmektedir. Buna göre
H3PO4 çözeltisinin derişimi kaç M dır?
Tesir Değeri, Eşdeğer Kütle ve Eşdeğer Sayısı
Asitlerin tesir değerliği suya verdikleri H+ iyonu
sayısı kadardır. Bazların tesir değerliği suya verdikleri
OH– iyonu sayısı kadardır. Tuzların tesir değerliği ise
Toplam + yük sayısı kadardır.
Asit
HCl
HBr
HF
H2SO4
H2CO3
H3PO4
Değerliği
1
2
3
Baz
NaOH
KOH
Ca(OH)2
Mg(OH)2
Al(OH)3
MA.VA.TdA = MB.VB.TdB
Örnek: 2,9 gram X(OH)2 bazı 0,2 M 500 mL HCl asit
çözeltisi ile tamamen nötrleşmektedir. Buna göre X’ in
atom ağırlığı nedir?
Değerliği
1
2
3
Tuz
Değerliği
Tuz
Değerliği
KCl
NaBr
CaCO3
1
1
2
Na2SO4
AlPO4
Mg3(PO4)2
2
3
6
Kısmi Nötrleşme:
Nötrleşme tamamlandıktan sonra asit veya bazdan
herhangi biri artabilir çözelti artan maddenin özelliğini
gösterir. Bu durumda
[H+] = (Ma.Va.Tda – Mb.Vb.Tdb) / (Va+Vb)
[OH-] = (Mb.Vb.Tdb - Ma.Va.Tda ) / (Va+Vb)
olur.
olur.
Örnek: 1 M 500 mL HCl çözeltisi ile 0,8 M 500 mL
NaOH çözeltisi karıştırılırsa karışımın pH’ı ne olur?
Eşdeğer Kütle
Bir elementin eşdeğer gramı, 1,008 gram Hidrojen
ile birleşebilen miktarıdır. Bu da elementin 1 mol
elektron alabilen veya 1 mol elektron verebilen
miktarıdır. Bu tanım atom, molekül ve iyon gibi bütün
türleri kapsamaktadır. Bir maddenin mol kütlesinin
tesir değerine bölümü o maddenin eşdeğer gramını
verir.
Örnek: 0,2 M 300 mL Ca(OH)2 çözeltisine eklendiğinde pH = 2 olan çözelti oluşturan 200 mL H3PO4 çözeltisinin molaritesi nedir?
Eşdeğer Sayısı
Bir maddenin kütlesinin eşdeğer kütlesine bölümü
o maddenin eşdeğer sayısını verir.
Tepkimelerin Sonlanma Noktalarını Gözlemleme
Yöntemleri
Örnek: 600 mL 0,1 M HCl çözeltisine eklendiğinde
pH’ı 13 olan bir karışım veren 400 mL NaOH
çözeltisinin derişimi kaç M’ dir.
Bir asit–baz tepkimesinde renk değişiminin olduğu
nokta ( dönüm noktası ) tepkimenin sonlanma
noktasıdır. Ancak çökme reaksiyonlarının olduğu
tepkimelerde ise çökelek oluşması sonlanma noktasını
gösterir.
6. BÖLÜM BİTTİ
11