1 1 Otoyonizasyon Saf su pratik olarak elektrii

1. 1. Oto-İyonizasyon: Saf su pratik olarak elektriği iletmez. Ancak duyarlı araçlarla yapılan iletkenlik ölçümleri, arı suyun çok az oranda da olsa elektriği ilettiğini göstermektedir. Buna göre, su çok düşük oranda da olsa iyonlarına ayrışmaktadır. Yani arı suda, su moleküleri ile ayrışan su moleküllerinin oluşturduğu hidrojen ve hidroksit iyonları arasında bir denge vardır. H 2 O (s) + H 2 O (s) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Sulu ortamında H+ iyonu bulunamayacağından her bir H+ iyonu bir su molekülüne bağlanır. Bu şekilde gerçekleşen iyonlaşmaya otoiyonizasyon denir. Bu şekilde tüm su molekülleri iyonlaşmış olur. Ancak yazılım kolaylığı oluşturması için yukarıdaki denklem; H 2 O (s) H + (aq) + OH - (aq) Saf suyun iyonlaşması= -x +x +x

1. 3. Suyun İyonlaşması H 2 O (s) H + (aq) + OH - (aq) Bu dengeye ilişkin denge sabitine suyun iyonlaşma sabiti denir ve Ksu ile gösterilir. Ksu 25°Ctaki nicel değeri 1, 00 x 10 -14'tür. Diğer denge sabitlerinde olduğu gibi, Ksu’yun değeri sıcaklığa bağlıdır. Suyun iyonlaşması endotermik olduğundan sıcaklık arttıkça Ksu’ yun değeri de artar. Örneğin; Ksu’ yun 60°C'taki değeri 9, 55 x 10 -14, 100°C'taki değeri de 5, 50 x 10 -13 tür. Kw = [H 3 O+] [OH-] =[H+] [OH-]= 1. 0 10 -14 Kw =1. 0 10 -14 =X. X ve X= [H+] = [OH-] =1. 0 10 -7 Nötr Çözeltilerde : [H+] = [OH-]= 1. 0 x 10 -7 Asidik Çözeltilerde: [H+] > [OH-] Bazik Çözeltilerde : [H+] < [OH-]

Sa f. S u İç in : 1. 3. p. H ve p. OH Kavramı: H 2 O (s) H + (aq) + OH - (aq) -x +x +x Kw = [H+] [OH-]= 1. 0 10 -14 =X. X X= [H+] = [OH-] =1. 0 10 -7 M p. H = -log[H+] p. OH = -log[OH-] p. H + p. OH = 14 p. H = -log[10 -7] = 7 p. OH = 7 ise çözelti Nötr p. OH < 7 ise çözelti Asidik p. OH > 7 ise çözelti Bazik

2. 1 BRONSTED-LOWRY Asit –Baz Tanımı Kimyasal tepkimelerde, H+ iyonu veren maddeler ASİT , H+ iyonu alabilen maddelere BAZ denir. Bu tür asit ve baz çiftine konjuge (eşlenik) asit baz çifti denir. Örnek: CH 3 COOH(aq) + H 2 O(S) CH 3 COO - (aq) + Asit Baz CH 3 NH 2 + H 2 O (s) Baz Asit Konjuge baz H 3 O+(aq) Konjuge asit CH 3 NH 3+ Konjuge Asit + OH - Konjuge Baz NOT: Verilen örneklerde su amfoter olarak davranmıştır.

2. 2. Eşlenik Asit-Baz çiftleri H 3 PO 4 + H 2 O Asit Baz NH 3 + H 2 O Asit H 3 O + + Konjuge Asit Baz HC 2 H 3 O 2 + H 2 O Baz H 3 O + + Konjuge Asit NH 4 + + Konjuge Asit H 2 PO 4 Konjuge Baz C 2 H 3 O 2 Konjuge Baz OH Konjuge Baz NOT: Verilen örneklerde su amfoter olarak davranmıştır.

2. 3. Zayıf Bazların Ayrışma oranları Kuvvetli asitlerin %100 iyonlaştığı varsayılır, bu yüzden asitin molar derişimini, H+ molar derişimi olarak alınır. Zayıf asitlerde iyonlaşma yüzdesi düşük olduğuna göre, aynı şekilde asit molar derişimine bakılarak doğrudan H+ molar derişimi belirlenemez. Asitin ya iyopnlaşma yüzdesi ya da iyonlaşma tepkimesine ilişkin denge sabitinin bilinmesi durumunda hesaplama yapılabilir. HCl asiti kuvvetli bir asittir ve iyonlaşma denklemi aşağıdaki gibi yazılır. Asetik asit ise Zayıf asittir. Dolayısıyla ayrışma %100 olmaz.

2. 3. Zayıf Bazların Ayrışma oranları Zayıf asitler ve bazlar suda denge oluşturarak çözünürler. Aşağıda verilen denge bağıntılarını irdeleyiniz.

2. 4. Ka ve Kb değerleri nin yorumlanması. Zayıf asitler ve bazlar suda denge oluşturarak çözünürler. Aşağıda verilen denge bağıntılarını irdeleyiniz. YORUM: HBr ve HI kuvvetli asitlerdir. HCOOH ve CH 3 COOH asitleri zayıf asitlerdir. Ka değerlerinin büyüklüğü asitlerin kuvvetlilik derecelerini veriri. YO R U : M Verilen bazların hepsi zayıf bazlardır. Bazların kuvvetlilik dereceleri I>II>III şeklindedir.

2. 5. a. Asit ve Bazların Kuvvetlilik Dereceleri Ku vv etl i Ba z Ku vv etl i As it Asitlerin ve bazların kuvveti, bunların suda iyonlaşma yüzdeleri ile ilgilidir. Suda %100'e yakın oranda iyonlaşan asit veya bazlara kuvvetli asitler veya bazlar denir. Asit ve bazlarda iyonlaşma yüzdesi Ka ya da Kb sabitleriyle belirlenir. Ka ve ya Kb değerleri de asit ve bazların kuvvetleri hakkında bilgi verir. Diğer bir deyişle kuvvetli asitler veya bazlar kuvvetli elektrolitlerdir. Elektrik akımı iletkenliği de asitin kuvveti hakkında bilgi verir.

2. 5. b. Çok kullanılan bazı kuvvetli asit ve bazlar: Başlıca Kuvvetli Asitler: Hidroklorik asit Hidrobromik asit Hidroiyodik asit Nitrik asit Sülfürik asit Perkiorik asit : HCl : HBr : HI : HNO 3 : H 2 SO 4 : HCl. O 4 Başlıca Kuvvetli Bazlar: Sodyum hidroksit Potasyum hidroksit Mağnesyum Hidroksit Calsiyum Hidroksit Baryum Hidroksit Stransiyum Hidroksit : Na. OH : KOH : Mg(OH) 2 : Ca(OH) 2 : Ba(OH) 2 : Sr(OH) 2

2. 5. c. Asitlerin Kuvvetlilik Derecelerinin Karşılaştırılması 1. Aynı periyotta sağa doğru gidildikçe ametallerin elektro negatifliği arttıkça, a metallerin hidrojenli bileşiklerinin + ve – kutuplaşma isteği artar ve dolayısıyla ametallerin hidrojenli bileşiğinin asit karekteri artar. Örnek: NH 3 < H 2 O < HF H S< HCl yönüne doğru bileşiklerin asit özelliği artar.

2. 5. c. Asitlerin Kuvvetlilik Derecelerinin Karşılaştırılması 2. Periyodik cetvelde aynı grupta bulunan elementlerin yukarıdan aşağı doğru elektronegatiflikleri azalır. Bunun sonucu bileşiklerin asitlik kuvvetlerinin azalması beklenir. Grupta yukarıdan aşağı doğru atomların hacimleri artar. Atom hacminin artması atom merkezleri arasındaki uzaklığı artırır. Bu da H - X bağının zayıflamasına ve HX molekülünün suda H+ ve Xşeklinde iyonlaşmasına sebep olur. Sonuç olarak; atom hacminin artışının neden olduğu asitlik kuvvetindeki artış, elektronegatifliğin azalmasının neden olduğu asitlik kuvvetindeki azalmadan daha baskındır. Bu nedenle bir grupta bulunan HX türü bileşiklerin asitlik kuvveti grup içinde yukarıdan aşağı doğru artar, Örnek: 7 A grubu elementlerinin asitlerinin kuvvetlilik sırası ; HI > HBr > HCl > HF şeklindedir.

2. 5. d. Oksi Asitlerin Kuvvetlilik Dereceleri 1. H-O-Z genel formülü ile gösterilebilen oksi asitlerin (oksijen atomu içeren asitler) kuvveti Z elementinin elektronegatifliğine bağlıdır. Z'nin elektronegatifliği arttıkça, H-O bağındaki elektronları çekme eğilimi artar. Bu, molekülden H+ iyonunun kopmasını kolaylaştırır. Sonuç olarak; HOZ molekülünde Z’ nin elektronegatifliği arttıkça molekülün asitlik kuvveti artar. Örneğin; Cl atomu, I atomundan daha elektronegatiftir. Öyleyse, HOCl ve HOI bileşiklerinin asitlik kuvvetlerinin sırası; HOCl > HOI Örneğin; S atomu, P atomundan daha elektronegatiftir. Öyleyse, H 2 SO 4 >H 3 PO 4 2. Z atomuna bağlanmış elektronegatifliği yüksek atom sayısı arttıkça bu durum Z'nin H - O bağındaki elektronları daha çok çekmesine neden olur. Bu da asidi kuvvetlendirir. Kısaca; Aynı ametalin oksi asitlerinde oksijen sayısı arttıkça asit kuvveti artar. Örneğin; HCl. O < HCl. O 2 < HCl. O 3 < HCl. O 4 ; H 2 SO 3< H 2 SO 4 ; HNO 2 <HNO 3

2. 5. d. Oksi Asitlerin Kuvvetlilik Dereceleri -COOH grubu bulunduran asitlere Karboksilik Asitler denir. Karboksilik asitlerde –COOH grubu sayısı ve C sayısı arttıkça asit kuvveti azalır. Ayrıca ά karbona bağlı elektro negatifliği yüksek grup sayısı arttıkça asit kuvveti artar. > H I H - C –COOH I H Cl I Cl -C –COOH I Cl

2. 5. e. Bazların Kuvvetlilik Dereceleri Metal OH’lere kısaca baz denir. 1. Aynı periyotta bulunan metal hidroksitlerinin (MOH) bazlık kuvveti M metalinin elektronegatifliğine bağlıdır. M'nin elektronegatifliği ne kadar azsa M - OH bileşiğinin suda M+ ve OH- şeklinde iyonlaşması kolaylaşır. Aynı periyotta sağa doğru gidildikçe Me. OH lerin bazlık kuvveti azalır. Örnek: Na. OH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 Bu durum hidrojenli bileşikler içinde geçerlidir. NH 3>H 2 O >HF

2. 5. f. Bazların Kuvvetlilik Dereceleri 2. Aynı grupta bulunan elementlerin elektronegatiflikleri yukarıdan aşağıya doğru azalır. Buna karşılık atom çapları artar. Bu nedenle bu elementlerin oluşturdukları bazların kuvveti yukarıdan aşağı artar. Örneğin; IIA grubu elementlerinin oluşturduğu bazların kuvvetleri için şu sıralama yapılabilir: Be(OH) 2 < Mg(OH) 2 < Ca(OH) 2< Sr(OH) 2 < Ba(OH) 2 Aşağıda verilen bazlar zayıf bazlardır. Amonyak : NH 3 Kb: 1, 8. 10 -5 Anilin : C 6 H 5 NH 2 Kb: 4, 3. 10 -10 Metilamin : CH 3 NH 2 Kb: 4, 2. 10 -4 Etilamin : C 2 H 5 NH 2 Kb: 4, 3. 10 -4 Piridin : C 5 H 5 N Kb: 4, 3. 10 -4

Okum a Par çası Mg(OH) 2 ve Ca(OH) 2 gibi Bazların Kuvvetlilik Dereceleri Mg(OH)2 ve Ca(OH)2 gibi kuvvetli bazlar suda az çözünür. Bu sebeple genellikle zayıf bazlar diye bilinirler. Ancak bilinenin aksine suda çözünen kısmı %100 e yakın iyonlaşır. Asit ve bazların kuvvetlilik derecelerinin bir ölçüsü de Ka ve Kb değerleridir. Ka’ sı büyük olan asitler kuvvetli asitler, Kb’ si büyük olan bazlar da kuvvetli bazlar diye bilinirler. Ancak Mg(OH)2 ve Ca(OH)2 suda kötü çözünürler. Bu sebeple suda çözünen bazın iyon derişimi de çok küçüktür. Yine bu sebeplerden dolayı Kb si küçük olur. Ancak suda çözünen bazın tamamına yakın kısmı suda çözündüğünde tamamen iyonlaştığı için bilinenin aksine Mg(OH)2 ve Ca(OH)2 kuvvetli bazdır.

2. 5. Katyon/anyonların Asitliği/bazlığı 2. 5. a. Nötr katyon /anyonlar Na. OH + HCl KB KA Na + + H 2 O Cl - + H 2 O → Na. Cl + H 2 O Nötr Tuz → Na. OH → Na ++ OH → HCl → H ++ Cl- Kuvvetli asitlerle kuvvetli bazların oluşturduğu tuzların sudaki çözeltisi nötr özellik gösterir. Yani tuzu oluşturan (+) ya da (-) iyon su ile tepkimeye girmez. Na. Cl suda çözündüğünde; Na+ ve Cliyonlarının su ile hidroliz olmazlar. Yani Na+ ve Clsudan gelen H+ ve OH- iyonlarını tutmaz. Na. OH ve HCl kuvvetli baz ve asit olduğundan çözünerek çözelti oluştururlar. Na+ +H 2 O →tepkime yok Cl-+H 2 O →tepkime yok NÖTR TUZ: Kuvvetli asitle, kuvvetli bazın tuzuna denir.

2. 5. Katyon/anyonların Asitliği/bazlığı 2. 5. b. Bazik katyon /anyonlar HCN + Na. OH → Na. CN + H 2 O ZA KB CN- (aq) + H 2 O → Bazik Tuz HCN (aq) + OH- (aq) Asit Na. CN çözününce oluşan Na+ ve CNiyonlarından CN- nin su ile tepkime verir. CNiyonları sudan H+ tutar. Çünkü HCN zayıf asittir. Dolayısıyla suda çözünmez. Na+ iyonları ise sudan OH- tutamaz. Çünkü Na. OH kuvvetli baz olup çözeltide Na+ , OHiyonları şeklinde bulunur. BAZİK TUZ: Kuvvetli bazlarla, zayıf asitlerin tuzuna denir

2. 5. Katyon/anyonların Asitliği/bazlığı 2. 5. c. Bazik katyon /anyonlar NH 3 + HCl → NH 4 Cl + H 2 O ZB KA Asidik Tuz NH 4+ (aq) + H 2 O → NH 3 (aq) + H 3 O+(aq) Asid Baz NH 4 Cl sua çözününce oluşan NH 4+ ve Cliyonlarından NH 4+ katyonu su ile tepkime verir. NH 4+ iyonları sudan H+ tutar. Çünkü NH 3 zayıf bazdır. Dolayısıyla NH 3 suda çözünmez. Cl- iyonları ise sudan H+ tutamaz. Çünkü HCl kuvvetli asit olup çözeltide H+ , Cl - iyonları şeklinde bçözünür. ASİDİK TUZ: Kuvvetli asitlerle, zayıf bazın tuzuna denir.

a sı a ç Asitlerin Zararları ar P O m ku Asit ve bazlar genel anlamda tehlikeli maddelerdir. Asitlerin Zararları kuvvetliliğinden ziyade derişim ve cinsleriyle ilgilidir. Kuvvetli yada zayıf olmalarıyla genel olarak ilgisi yoktur. Mesela, bildiğimiz sülfürik asit; hangi konsantrasyonda olursa olsun, gözlerle teması tehlikelidir. Derişik sülfürik asit deride şiddetli yanıklar meydana getirir. Sulandırılırken, asit daima yavaş ve dikkatlice suya dökülür, asla tersi yapılmaz. Nitrik asitin zararı ve tehlikesi, konsantrasyon arttıkça artar. Yüksek konsantrasyondaki nitrik asitle çeker ocakta çalışılmalıdır. Dumanlı ve derişik nitrik asit vücut ve özellikle gözler için tehlikelidir. Yüksek ısıda son derece zehirli nitrojen oksit buharları verir. Hidroflorik asit; zayıf asit olmasına rağmen son derece tehlikelidir. Vücudun neresine değerse değsin şiddetli yanıklar yapar ve çabuk iyi olmaz. Buharı da solunumda tehlikeli olup, fazlası ölüme neden olabilir. Bu bakımdan ancak iyi işleyen bir çeker ocak içinde kullanılır. HCN asidi zayıf asit olduğu halde oldukça zehirlidir. Bundan dolayı laboratuvar çalışmalarında daima iyi çeken kapalı ocaklarda çalışmalıdır. Zehirlenme belirtileri; hızlı solunum, kan basıncında düşme, şuur bulanıklığı ve komadır. Bu örnekleri kuşkusuz daha da artıra biliriz. Ancak anlatmak istediğimizi ifade ettiğimize inandığımız için bu kadar örnekle yetiniyoruz.

2. 7. a. Kuvvetli asit ve bazlarda p. H Kuvvetli asit ve bazlar suda çözündüklerinde % 100 iyonlaşırlar. Asit yada baz derişiminden yola çıkılarak, H+ ve OH- iyonu derişimi bulunur. Daha sonra da p. H ya da p. OH ulunur. Örnek 10 – 2 M HCl çözeltisinin p. H=? Çözüm HCl → H + + Cl 10 – 2 p. H = -log[H+] p. H = -log 10 – 2 p. H = 2 Örnek Çözüm 10 – 3 M Na. OH çözeltisinin p. H=? Na. OH → Na+ +OH 10 – 2 p. OH = -log[OH-] p. H = -log 10 – 3 p. OH =3 p. H=11

2. 7. b. Kuvvetli asit ve bazlarda p. H ( log 1, 1 = 0, 04 ; log 2 = 0, 3 )

2. 7. c. Kuvvetli asit ve bazlarda p. H d ve e örneklerinde sudan gelen H+ iyonu ihmal edilmez.

2. 7. d. Kuvvetli asit ve bazlarda p. H 7, 3 g HCl ile 10 litre çözelti hazırlanıyor. Çözeltinin p. H sı nedir? (HCl: 36, 5)

2. 7. e. Kuvvetli asit ve bazlarda p. H Kuvvetli bir baz olan Sr(OH)2 ' in 61 gramı ile 1000 m. L çözelti hazırlanıyor. Çözeltinin p. H'sini hesaplayınız. [Sr(OH) 2 : 122]

2. 8. a. Zayıf Asitlere p. H hesaplamaları Suda çözündüğünde % 100 iyonlaşmayan asitlere zayıf asitler diyoruz. Zayıf asitleri HA ile gösterirsek, ilgili asitin denge sabiti; Asidin iyonlaşma sabiti (asitlik denge sabiti), asidin iyonlaşma yüzdesini veya asidin kuvvetini (proton verme eğilimini) anlamamıza yardımcı olur. Ka arttıkça asidin iyonlaşma yüzdesi, diğer bir deyişle kuvveti artar.

Örnek: 25 °C'ta 0, 5 mol/L CH 3 COOH çözeltisindeki [H+ ]= 3 x 10 -3 mol/L olduğuna göre CH 3 COOH n Ka değerini hesaplayınız? Çözüm:

Örnek: 0, 01 M CH 3 COOH çözeltisinin p. H=? Ka=10 -6 Çözüm:

2. 8. b. Zayıf Asitlere p. H hesaplamaları Suda çözündüğünde % 100 iyonlaşmayan bazlara zayıf bazlar diyoruz. Tabloda bazı zayıf bazların 25 °C’taki Kb de¤erleri verilmiştir. Kb değerleri suda çözünen bazların ne kadar iyonlaştığının göstergesidir. Kb değere küçük olan tabloda verilen bazlar, zayıf bazlar olarak bilinirler.

2. 8. b. Zayıf Asitlere p. H hesaplamaları Yan tarafta zayıf bir baz olan amonyağın iyonlaşma durumu verilmiştir. Burada hidroksit iyonunun derişimi bulunur ve p. OH yada p. H hesaplaması kolaylıkla yapılır. Benzer şekilde diğer zayıf bazların p. H’larıda aynı yöntemle hesaplanır.

Örnek: Amonyak suda çözülerek 0, 05 M çözelti hazırlanıyor. NH 3 için Kb = 2 x 10 -5 olduğuna göre, Çözeltinin p. H'si kaçtır? Çözüm

Bazların Amfoterliği: H -O- X formülüne sahip bir bileşiğin X elementinin elektronegatifliğine bağlı olarak asit veya baz gibi davranır. X, elektronegatifliği yüksek (2 den büyük) bir ametal ise H-OX bağındaki polarlık artacağından H-OX bileşiği suda H+, OX- şeklinde iyonlaşır ve asit olarak davranır (H: 2, 1). X, elektronegatifliği düşük (1, 6 dan küçük) bir metal ise X - OH bağı daha polar olur ve HOX; OH- , X+ iyonlarına ayrışarak bazik bir çözelti oluşturur. X'in elektronegatifliği 1, 5 – 2, 0 arasında ise HOX bileşiğinin polarlaşma durumu tepkimeye girdiği maddenin durumuna göre değişir. HOX bileşiği, kuvvetli asitler karşısında baz, kuvvetli bazlar karşısında asit gibi davranır. Bu şekilde hem asit hem de baz gibi davranabilen bileşiklere amfoter bileşik denir. Al(OH)3, Zn(OH)2 , Be(OH)2, Pb(OH)2 gibi hidroksitler bu yüzden amfoterdir. Örneğin; Al(OH)3 amfoter bileşiklerden biridir. Bu bileşik hem Na. OH hem de HC 1 ile birleşerek tuz oluşturur. Al(OH)3 + 3 Na. OH → Na 3 Al. O 3 + 3 H 2 O asit baz tuz su Al(OH)3 + 3 HCl → Al. Cl 3 + 3 H 2 O baz asit tuz su Zn(OH)2 + 2 Na. OH → Na 2 Zn. O 2 + 2 H 2 O asit baz tuz su Zn(OH)2 + 2 HCl → Zn. Cl 2 + 2 H 2 O baz asit tuz su Bazı elementlerin elektro negatiflikleri: H: 2, 1; Be: 1, 5 ; Al: 1, 5; Zn: 1, 6; Pb: 1, 8

Aşağıda verilen örnekleri çözünüz? 1) 2) 3) 4) 5) 6) 7) 0, 1 M HCN çözeltisinin p. H’ı kaçtır? (Ka=1. 10 -10) 0, 1 M HF çözeltisinin p. H’ı kaçtır? (Ka=1. 10 -7) 0, 2 M CH 3 COOH çözeltisinin p. H’ı kaçtır? (Ka=5. 10 -5) Doygun Mg(OH)2 çözeltisinin p. OH’ı kaçtır? (Kb=4. 10 -12) Doygun Ca(OH)2 çözeltisinin p. H’ı kaçtır? (Kb=4. 10 -6) 0, 1 M NH 3 çözeltisinin p. OH’ı kaçtır? (Ka=1. 10 -5) 0, 5 M HX asitinin p. H’ı 3 tür. Buna göre HX’in: a)İyonlaşma yüzdesi kaçtır? b) Asitlik sabiti kaçtır? 8) 0, 8 M HY asiti %0, 5 oranında iyonlaşmaktadır. Buna göre: HY çözeltisinin p. H’ı kaçtır? HY nin asitlik sabiti kaçtır? 9) p. H’ı 4 olan HA asitinin derişimi kaç molardır? (Ka=5. 10 -8) 10) 0, 1 M H 2 S çözeltisinin p. H’ı kaçtır? (Ka 1= 1. 10 -7 , Ka 2=1. 10 -14) 11) 0, 2 M H 2 SO 3 çözeltisinin p. H’ı kaçtır? (Ka 1= 2. 10 -2 ve Ka 2=1. 10 -7) 12) 0, 2 M H 3 PO 4 çözeltisinin p. H’ı kaçtır? (Ka 1= 8. 10 -3 ve Ka 2=6. 10 -8 ve Ka 3=2. 10 -12) NOT: (log 2=0, 3)(log 4= 0, 45)

3. 1. Çözeltilerin Nötralliği Çözeltilerin nötralliğinin kontrolünde uygulanan en yaygın yöntem p. H ölçme yöntemleridir. p. H=7 tüm çözeltiler için nötralliği ifade eder. Bu bağlamda tabloda verilen değerleri tartışınız.

3. 1. a. İndikatörler Bir titrasyonda eşdeğerlik noktasını veya ona en yakın noktayı belirlemek için kullanılan maddelere indikatördenir. İndikatörün etkisi çözeltide birkaç şekilde olabilir: 1. Eşdeğerlik noktasında veya ona en yakın noktada çözeltinin rengini değiştirir. 2. Çözeltide bir çökelti meydana getirir veya var olan çökeltiyi giderir. 3. Renkli bir çökelti meydana getirir veya renkli çökelti kaybolur. 4. Çökeltinin rengi başka bir renge döner. Bazen kullanılan çözelti veya ayıracın kendisi indikatör görevi yapabilir. Örneğin; permanganat ile yapılan titrasyonlarda, ayıracın bir damla fazlasının çözeltiyi mor renge boyaması dönüm noktasını gösterir. Bunun tersi de bazen geçerlidir. Örneğin; tiyosülfat ile iyot titrasyonunda, çözeltideki iyodun sarı renginin kaybolması titrasyonun dönüm noktasını belirtir. Yukarıdaki türde bazı örneklerin dışında çoğu kere çözeltiye indikatör maddesinin eklenmesi gerekir. Mesela turnusol kağıdının asidik ortamda kırmızı, bazik ortamda da mavi olduğu ve fenolfitaleinin asidik ortamda renksiz, bazik ortamda ise kırmızı olduğu bilinir.

Etk inli k 3. 1. İndikatölerin asidik ve bazik ortamdaki renk değişimleri Laboratuarlarda sık kullanılan bazı indikatörler ve bunların renk değiştirdikleri p. H değerleri tabloda verilmiştir. p. H DEĞİŞİM ARALIĞI İNDİKATÖR DÜŞÜK p. H Methyl violet SARI 0. 0 - 1. 6 MAVİ Thymol blue KIRMIZI 1. 2 - 2. 8 SARI Methyl orange KIRMIZI 3. 2 - 4. 4 SARI 3. 8 - 5. 4 MAVİ Methyl red KIRMIZI 4. 8 - 6. 0 SARI Litmus (turnosol) KIRMIZI 5. 0 - 8. 0 MAVİ Bromotimol mavisi SARI 6. 0 - 7. 6 MAVİ Thymol blue SARI 8. 0 - 9. 6 MAVİ Fenolfitalein RENKSİZ 8. 2 - 10. 0 PEMPE Thymolphthalein RENKSİZ 9. 4 - 10. 6 MAVİ 10. 1 - 12. 0 KIRMIZI Bromocresol green Alizarin yellow SARI YÜKSEK p. H Titrasyonda yaygın olarak kullanılan indikatörlerden bazıları fenolftalein ve turnusoldür. Fenolftalein asit ve nötr ortamlarda renksiz, bazik ortamlarda pembe renklidir. Turnusol p. H'si 4, 5'den küçük olan ortamlarda kırmızı, p. H'si 8, 3'ten büyük olan ortamlarda mavi renklidir. Renk değişim aralığının ortalaması 6, 5 olup bu nötr değere çok yakındır.

3. 1. b. p. H metreler p. H metre endüstride veya laboratuarlarda kullanılan sıvıların p. H'larını ölçmeye yarayan aletlerdir. p. H ölçümü üç parçadan oluşur: p. H ölçüm elektrodu, referans elektrodu, ve yüksek empedans girişli bir cihaz. Pano tipi p. H Metre p. H değerlerini değişik yöntemlerle belirleye biliriz. Turnusol indikatörünün kullanımını kolaylaştırmak için turnusol boyası bir kurutma kâğıdına emdirilerek kurutulur. Bu kâğıda turnusol kâğıdı denir. Bu kâğıttaki turnusol boyası asidik ortamlarda kırmızı, bazik ortamlarda mavi renk oluşturur. Kurutma kâğıdına birkaç tür indikatör çözeltisi karışımı emdirilerek tüm p. H değerlerini gösterebilen p. H kâğıtları yapılmıştır. Bu kâğıt, p. H'si bilinmeyen çözeltiye batırıldığında bir renk oluşturur. Bu renk p. H kâğıdının kapağındaki renklerle karşılaştırılarak çözeltinin p. H'si kabaca bulunur. Ancak p. H metrelerde gerçek değer ekrana yansır. Daha doğru p. H ölçümleri hassas p. H metrelerle elde edilir.

3. 2. Kuvvetli asit ve bazlarda p. H (Titrasyon) Nötrleşme gerçekleştirilirken eşit mol sayılarında H+ ve OH- iyonlarının tepkimeye girmesi sağlanır. Bunun için asit üzerine baz veya baz üzerine asit damla eklenir. Yapılan bu işleme “titrasyon” denir. Titrasyonda nötrleştirilecek çözelti bir erlenmayere konur. Üzerine birkaç damla indikatör damlatılır. Derişimi bilinen çözelti (standart çözelti) büret denilen dereceli cam kaba konur. Büretin musluğu açılarak standart çözelti damla erlenmayerdeki çözeltiye damlatılır. Bu işleme indikatör renk değiştirinceye kadar devam edilir. Büretten tüketilen çözelti hacmi okunarak gerekli hesaplamalar yapılır. Bir titrasyonda ayarlı maddenin titre edilen maddeyi tam olarak tükettiği noktaya “eşdeğerlik noktası” denir. Örneğin; kuvvetli bir asitle kuvvetli bir bazın titrasyonunda p. H'ın 7 olduğu nokta, eşdeğerlik noktasıdır. Eşdeğerlik noktası belli bir stokiometrik eşitliğe dayandığından, teorik olarak hesaplanabilir.

3. 2. Kuvvetli asit ve bazlarda p. H (Eşdeğerlik Noktası ve Eşdeğer gram sayısı) “Eşdeğer gram sayısı”, bütün kimyasal tepkimelerde bir eşdeğer gram madde, diğer maddenin bir eşdeğer gramı ile tepkimeye girer ve ürün verir. Mesela; HCl + Na. OH → Na. Cl + H 2 O tepkimesinde 36, 5 g 40 g 1 eşdeğer gram HCl (36, 5 g), 1 eşdeğer gram Na. OH (40 g) ile birleşir ve Na. Cl ürününü meydana getirir. Eşdeğer gram, derişim birimlerinden olan Normalite ile yakından ilgilidir. Hatırlanacağı gibi normalite “bir litre çözeltide çözünen maddenin eşdeğer-gram sayısı” olarak tanımlanmaktadır. Dolayısıyla volumetrik analizlerde çözeltilerin normalite biriminden hazırlanması hesaplamalarda kolaylıklar sağlar.

3. 2. Kuvvetli asit ve bazlarda p. H (“Dönüm noktası”) Ttitrasyonda eşdeğerlik noktasını belirlemek için kullanılan indikatörün renginin değiştiği noktaya “Dönüm noktası” denir. Eşdeğerlik noktası ve dönüm noktası aynı nokta gibi görünmekle birlikte farklı noktalar da olabilir. Ayarlı bir asit çözeltisi ile baz tayininde indikatör olarak çoğunlukla fenolftaleyn çözeltisi kullanılır. Damla damla asit ekleyerek yapılan analizde, damlanın düştüğü noktada kırmızı renk meydana gelir, ancak bu dönüm noktası değildir. Çünkü çalkalandığında kaybolur. Titrasyona devam edildiğinde öyle bir noktaya gelinir ki asitin bir damla fazlası bütün çözeltiyi kırmızı renge boyar. Bu noktaya dönüm noktası denir. Bu titrasyonda dönüm noktası ile eşdeğerlik noktası aynı değildir. Çünkü fenolftaleyn p. H yaklaşık 8. 5 iken kırmızırenge döner. Eşdeğerlik noktası ise p. H 7 iken söz konusudur. Öte yandan demirin permanganatla titrasyonunda ortamdaki bütün demir(II) iyonları yükseltgendikten sonra permanganatın bir damla fazlası çözeltiyi mor renge boyadığından, bu titrasyonda eşdeğerlik noktası ve dönüm noktası aynı kabul edilir. Titrasyonda dönüm noktasında çözeltinin p. H'sinde çok belirgin bir değişme gözlenir.

Örnek 50 m. L 0, 1 M HCl çözeltisinin p. Hsı kaçtır? Bu çözeltiye 0, 1 M’lık Na. OH çözeltisinden aşağıdaki miktarjarda eklendiğinde ortamın p. H değerim hesaplayınız? b. 50 m. L Na. OH çözeltisi c. 51 m. L Na. OH çözeltisi Çözüm

3. 3. Asit Baz Tepkimelerinde p. H (hidroliz) Asitlerle bazların nötrleşmeleri sonucu tuz oluşturduklarını biliyoruz. Kuvvetli elektrolit olan tuzlar suda tamamen iyonlarına ayrışır. Bazı tuzların iyonları su ile etkileşerek ortamın p. H'sını değiştirir. Bir iyonun ya da bir tuzun su ile etkileşerek H+ veya OH- iyonları oluşturması olayına hidroliz denir. Suya etki ederek H+ veya OH- iyonları oluşturabilecek bir iyonun, ya sudan daha güçlü bir baz ya da sudan daha güçlü bir asit olması gerekir. Kuvvetli asitlerin eşlenik bazlarının, kuvvetli bazların eşlenik asitlerinin çok zayıf olduğunu biliyorsunuz. O hâlde kuvvetli asitlerin ya da kuvvetli bazların oluşturdukları iyonlar su ile tepkimeye girmez. Yani kuvvetli asitlerin yapısında bulunan F- , Br- , I- , NO 3 - , CIO 3 - vb. iyonlar ile kuvvetli bazların yapısında bulunan Na+, K +, Sr + 2, Ba+2 vb. iyonlar su ile etkileşmez. Sonuç olarak; kuvvetli bir asitle kuvvetli bir bazın nötrleşmesinden oluşan tuzun sulu çözeltisi nötrdür.

3. 3. Asit Baz Tepkimelerinde p. H (hidroliz) Kuvvetli asitle (HCl) zayıf bazın NH 3 nötrleşmesinden oluşan bir tuz çözeltisinde sadece bazın eşlenik asidi su ile etkileşir. Suya proton veren bu madde ortamın asidik olmasına neden olur. NH 4 Cl (k) → NH 3 (aq) + Cl-(aq) tepkimesine göre iyonlaşır. Cl- iyonu kuvvetli bir asit olan hidroklorik asidin eşlenik bazıdır. Cl- iyonu sudan daha zayıf bir baz olduğundan sudan H+ iyonu koparamaz yani su ile hidroliz olmaz. NH 3 ' ın eşlenik asidi olan NH 4 + iyonu sudan daha kuvvetli bir asittir. Yani su ile etkileşerek ona H+ iyonu verir ve ortamın asidik olmasını sağlar. NH 4 + (aq) + H 2 O (s) ↔ H 3 O + (aq) + NH 3(aq) Bu sebeple NH 4 Cl çözeltisi asit karakterlidir. Sonuç olarak, kuvvetli bir asitle zayıf bir bazın nötrleşmesinden oluşan tuzun sulu çözeltisi zayıf asit özelliği gösterir.

3. 3. Asit Baz Tepkimelerinde p. H (hidroliz) Kuvvetli bir bazla zayıf bir asidin nötrleşmesinden oluşan bir tuzun sulu çözeltisinde, zayıf asidin eşlenik bazı sudan H+ iyonu alarak ortamın zayıf bazik özellik kazanmasına neden olur. Örnek; (CH 3 COONa) kuvvetli bir baz olan Na. OH ile zayıf bir asit olan CH 3 COOH'in nötrleşmesi sonucu oluşan bir tuzdur, CH 3 COONa (aq) → CH 3 COO -(aq) + Na + (aq) Na+ iyonu su ile hidroliz olmaz. CH 3 COO - iyonu su ile; CH 3 COO -(aq) + H 2 O (s) ↔ CH 3 COOH hidroliz olarak bazik çözelti oluşturur. (aq) + OH - (aq) tepkimesine göre O hâlde CH 3 COONa‘ ın sulu çözeltisi zayıf baz özelliği gösterir.

3. 3. Asit Baz Tepkimelerinde p. H (hidroliz) Tuzu oluşturan asit ve bazın her ikisi de zayıf ise tuzun hidrolizi asidin Ka'sı ve bazın Kb'sine göre değişir. Ka = Kb ise tuzun sulu çözeltisi nötrdür. Ka > Kb ise çözelti zayıf asit, Ka < Kb ise çözelti zayıf baz özelliği gösterir. Yukarıda bahsedilen hidroliz olayını kısaca özetlersek; Tuzu oluşturan asit ve baz örnek Hidroliz olan iyon Çözeltinin Ph Kuvvetli Asit+Kuvvetli Baz Na. Cl, KI Olmazlar =7 Kuvvetli Asit + Zayıf Baz NH 4 Cl, NH 4 NO 3 NH 4+ <7 Kuvvetli Baz+ Zayıf Asit CH 3 COONa, KNO 2 CH 3 COO - , NO 2 - >7 Zayıf Asit + Zayıf Baz NH 4 NO 2 CH 3 COONH 4 CN NO 2 CH 3 COO NH 4+ <7 (Ka>Kb) =7 (Ka=Kb) >7 (Ka<Kb) NH 4+ CN-

Örnek: CH 3 COOH zayıf asiti için Ka= 2 xl 0 -5 olduğu sıcaklıkta, 0, 002 M CH 3 COONa çözeltisinin p. H sı kaçtır? Çözüm: CH 3 COONa - 0, 002 M (aq) → CH 3 COO -(aq) + Na + (aq) +0, 002 M

Örnek: HCN için Ka = 4 x 10 -10 olduğuna göre, 0, 2 M KCN çözeltisinin [OH- ] kaçtır? Çözüm: KCN (aq) - 0, 2 M → K + + CN -(aq) +0, 2 M

Örnek: 0, 2 M NH 4 Cl çözeltisinin p. H kaçtır? NH 3 için Kb= 2 x 10 -5 olduğuna göre, Çözüm: NH 4 Cl (aq) → NH 4 + + Cl - 0, 2 M +0, 2 M - (aq)

k: e rn Ö Yeteri kadar asit ve baz aşağıda verilen tuzları artansız olarak oluşturmaktadır. Oluşan tuz çözeltilerinin nötralliğini tartışınız? ASİT BAZ Tuz OLUŞAN İYONLAR TUZ ÇÖZELTİSİNİN NÖTRALLİĞİ HCl Na. OH Na. Cl Na+ +Cl- Kuvvetli asitlerin eşlenik bazları (Cl- ) kuvvetli bazların eşlenik asitleri (Na+ ) çok zayıf tırlar. Bu sebeple su ile etkileşmezler. Çözeltileri nötr özellik gösteriri. p. H=7 HCl NH 3 NH 4 Cl NH 4+ Cl- NH 4+ zayıf bazın konjuge asiti olduğundan su ile tepkimeye girerek ortamın H+ iyonu derişimini artırır. Dolayısıyla asit ve baz tamamen tükendiği halde ortam tamıyla nötr olmaz. p. H <7 olur. Ancak tepkime nötürleşme tepkimesidir. HF Na. OH Na. F Na+ +F- F- zayıf asitin konjuge asiti olduğundan su ile tepkimeye girerek ortamın OH- iyonu derişimini artırır. Dolayısıyla asit ve baz tamamen tükendiği halde ortam tamıyla nötr olmaz. Ortam bazik yani p. H >7 olur. Ancak bu tepkime de nötürleşme tepkimesidir. HCN NH 3 NH 4 CN NH 4+ +CN- NH 4+ ve CN- iyonları zayıf asit ve zayıf bazın anyon ve katyonları oldukları için, su ile hidroliz olurlar. KNH 3 >KHCN olduğundan ortam bazik olur. HF NH 3 NH 4+ + F- NH 4+ ve F- iyonları zayıf asit ve zayıf bazın anyon ve katyonları oldukları için, su ile hidroliz olurlar. KNH 3 < KHF olduğundan ortam asidik lur. KHF= 6 x 10 -4 NH 4 F KNH 3= 1, 8 x 10 -5 KHCN= 4 x 10 -10

3. 4. Tampon Çözeltiler Özellikle canlılardaki metabolik tepkimeler belirli p. H sınırları içinde gerçekleşir. Örneğin; insan kanının p. H'si, 7, 4'e çok yakındır. Bunun 0, 1 - 0, 2 birim değişmesi ciddi rahatsızlıklara yol açar, hatta ölümle sonuçlanabilir. Bu sebeple vücudumuza beslenme sonucu aldığımız asit veya baz özelliğine sahip maddeler kana karıştıklarında, kanın p. H'sini fazla etkilememelidir. Bu nedenle insan vücudunun p. H’sını en uygun sınırlar arasında tutan çeşitli mekanizmalar işlemektedir. Bu mekanizmalardan biri vücuttaki proteinlerin “tampon özelliği” dir. Tampon özelliği, bir çözeltinin asit ya da baz eklenmesine karşın, kendi p. H’ını koruyabilmesi özelliğidir. Alınan besinlerde fazla asit ya da baz oluşturan maddelerin bulunması vücudun p. H dengesini bozmaz çünkü bu dengeyi koruyan çeşitli mekanizmalar vardır. Ancak bu mekanizmalardan bir ya da birkaçı bozulacak olursa vücudun p. H dengesi de bozulur. Besinlerle aşırı düzeyde asit ya da baz alındığında ya da vücuttan çok fazla miktarda asit ya da baz kaybedildiğinde vücudun p. H dengesi bozulabilir. Besin yoluyla aşırı düzeyde asit yapıcı madde alındığında, organizma fazla miktarda bazı tuz yapımında kullandığı için baz eksikliği ve göreceli olarak da asit fazlalığı ortaya çıkar ve p. H asit tarafa kayar. Besin yoluyla aşırı baz yapıcı madde alındığında ise yukarıdakinin tersi bir mekanizmayla vücut p. H’ı baz tarafa kayar.

3. 4. Tampon Çözeltiler Konser ve hâlindeki besinlerde, besinlerin bozulması mikroorganizmaların etkinliklerinin çok düşük olduğu p. H ortamı oluşturularak önlenmektedir. O hâlde bir ortamın p. H‘sının hemen sabit tutulmasını sağlayıcı kimyasal maddelere gereksinim vardır. Bir ortamın p. H'sının değişimine direnç gösteren çözeltilere tampon çözelti denir. Bir tampon çözelti, zayıf bir asit ile bu asidin tuzu veya zayıf bir baz ile bu bazın tuzunun suda çözülmesiyle hazırlanır. Örneğin; (CH 3 COOH, CH 3 COONa); (HCN, Na. CN); (NH 3, NH 4 Cl) çözeltileri birer tampon çözeltidir. Vücudumuzda da tampon görevini (H 2 CO 3, HCO 3 - ) ; (H 2 PO 4 -, HPO 3 -2) ve büyük oranda proteinler sağlar. Konservelerde tampon görevini benzoik asit (C 6 H 5 COOH), sodyum benzoat (C 6 H 5 COONa) veya sitrik asit, sodyum sitrat yapar. Asit yağmurlarından sonra deniz ve göllerde yaşayan canlıların yaşamları, bu sulardaki tampon sistemler tarafından korunur.

Asidik Tampon Örnek: CH 3 COOH, CH 3 COONa tamponunda; CH 3 COOH asit, CH 3 COO- iyonu baz özelliğine sahiptir. CH 3 COOH , CH 3 COO- iyonundan oluşan bir tampon çözeltiye az miktarda baz eklendiğinde, eklenen baz CH 3 COOH tarafından nötrleştirilir ve eklenen bazın çözeltinin p. H'sının değiştirmesi engellenir. CH 3 COOH + OH- → CH 3 COO- + H 2 O Eklenen Baz CH 3 COO- + CH 3 COOH+ H 2 O Eklenen Asit → Ka [Asit] [H+] = [Tuz] NOT: Eklenen asit veya baz ortamın p. H sını fazla etkilemeyeceği için p. H önemli ölçüde değişmez. CH 3 COOH, CH 3 COONa tamponunda p. H yaklaşık 5 civarında kalır.

Bazik Tampon Örnek: NH 3, NH 4 Cl tamponunda; NH 3 baz ve NH 4 + iyonu asit özeliği gösterir. Ortama baz ilave edildiğinde NH 4 + iyonu; NH 4 + + OH- → NH 3+ H 2 O Eklenen Baz Ortama asit ilave edildiğinde NH 3 bazı tepkimeye girer. NH 3 + H 3 O+ → NH 4 + + H 2 O Eklenen Asit Ka [Baz] [OH-] = [Tuz] NOT: Eklenen asit veya baz ortamın p. H sını fazla etkilemeyeceği için p. H önemli ölçüde değişmez. NH 3, NH 4 Cl tamponunda p. H yaklaşık 9 civarında kalır.

Tampon ç özeltilerd e p. H hes aplamala rı müfred at dışı Örnek 25°C’ta 0, 2 M 500 m. L CH 3 COOH çözeltisi ile 0, 2 M 500 m. L CH 3 COONa çözeltisi karıştırılıyor. Bu sıcaklıkta karışımın p. H'si kaçtır? (CH 3 COOH için Ka = 2 xl 0 -5 ) Çözüm [CH 3 COOH]=0, 2/2= 0, 1 M [CH 3 COONa]=0, 2/2=0, 1 M

saplama ları müfre dat dışı de p. H he çözeltiler Tampon Örnek 25°C’ta 0, 2 M 1 L NH 3 çözeltisi ile 0, 2 M 1 L NH 4 Cl çözeltisi karıştırılıyor. Bu sıcaklıkta karışımın p. H'si kaçtır? (NH 3 için Kb = 2 xl 0 -5 ve log 2=0, 3) Çözüm [NH 3]=0, 2/2= 0, 1 M [NH 4 Cl ]=0, 2/2=0, 1 M

at dışı 25°C’ta 0, 3 M 1 L CH 3 COOH çözeltisi ile 0, 1 M 1 L Na. OH çözeltisi karıştırılıyor. Bu sıcaklıkta karışımın p. H'si kaçtır? (log 4 = 0, 6 CH 3 COOH için Ka = 2 xl 0 -5 ) Çözüm Tampon ç özeltilerd e p. H hes aplamala rı müfred Örnek [CH 3 COOH]=0, 2/2= 0, 1 M [CH 3 COONa]=0, 1/2=0, 05 M

saplama ları müfre dat dışı de p. H he çözeltiler Tampon Örnek 25°C’ta 0, 2 M 1 L NH 3 çözeltisi ile 0, 2 M 1 L NH 4 Cl çözeltisi karıştırılıyor. Bu sıcaklıkta karışımın p. H'si kaçtır? Aynı şartlarda bu çözeltiye 0, 01 mol HCl eklendiğinde p. H sı kaç olur? (NH 3 için Kb = 2 xl 0 -5 ve log 2=0, 3) m Ç ü öz [NH 3]=0, 2. 1= 0, 2 Mol [NH 4 Cl ]=0, 2. 1=0, 2 Mol

m Çözü Ör ne k 25°C’ta 0, 1 mol CH 3 COOH çözeltisi ile 0, 1 mol CH 3 COONa çözeltisi karıştırılarak 1 L çözelti hazırlanıyor. . A- Karışımın p. H'si kaçtır? B- Çözeltiye 0, 01 mol HCl eklendiğinde p. H=? C-Çözeltiye 0, 01 mol NOH eklendiğinde p. H=? (CH 3 COOH için Ka = 1, 8 xl 0 -5 )