LABORATUVAR TESTLERİ

analitik kimya

Tanım
Kimya bilimine bağlı ana bilim dallarından biri.

Kimya biliminin belirli bir maddenin kimyasal bileşenlerinin ya da bileşenlerden bir bölümünün niteliğinin ve niceliğinin belirlenmesini (kimyasal analiz) inceleyen koludur.

Türleri
Kimyasal analiz sırasıyla kalitatif (nitel) ve kantitatif (nicel) olmak üzere iki şekilde uygulanır. Bir maddenin hangi bileşenlerden (element veya bileşiklerden) meydana geldiğini bulmaya yarayan analiz türüne kalitatif; bu bileşenlerden her birinin ne yüzdede olduğunu bulmaya yarayan analiz türüne de kantitatif analiz denir.

Kantitatif analiz, metodlar yönünden klasik ve modern olmak üzere ikiye ayrılır. Klasik metodlar maddenin ağırlık ve hacim özelliklerine dayanan metodlardır. Maddenin ağırlığı göz önüne alınarak yapılan analize gravimetrik, hacim göz önüne alınarak yapılana da volumetrik analiz denir. Gravimetrik ve volumetrik analizlerin her ikisi de günümüzde çok kullanılmaktadır. Bilhassa fen ve şehirciliğin gelişmesiyle, medeniyeti tehdit etmeye başlıyan çevre meselelerinin tesbiti çalışmaları bu metodların önemini bir kat daha artırmıştır.

Modern metodlara İnstrumental metodlar (enstrümental analiz) da denilmekte olup, 1930 yılından sonra hızlı olarak gelişmeye başlamıştır. Bu metodlar, maddenin ışık absorbsiyonu, ışık emisyonu, magnetik, elektrik, radyoaktiflik gibi özellikleri üzerine kurulmuştur. Bugün sadece bir özellik üzerine kurulmuş olan metodlar ciltlerle kitap doldurulacak kadar çoğalmıştır. İnstrumental analiz klasik analizden daha hassas, daha az zaman alıcı ve daha kolay olmakla beraber, sonuçlarının değerlendirilmesi bakımından uzman kimyacılara ihtiyaç gösterir.

Bir analiz için uygulanacak analiz metodu madde miktarına bağlı olarak değişir. 50 mg'dan daha fazla madde miktarı ile yapılan analize makro analiz, 10-50 mg arasındaki miktarla yapılan analize yarı-mikro analiz, 1-10 mg arasındaki miktarla yapılan analize mikro analiz, 0,001-1 mg arasındaki miktarla yapılan analize ultra-mikro analiz ve 0,001 mg'ın altında kalan miktarla yapılan analize de sub-mikro analiz denir. Mikro, ultra-mikro ve sub-mikro analizlere bilimsel çalışmalarda başvurulur.

Kullanıldığı Alanlar
Bilimin, teknolojinin, kliniklerin ihtiyaçlarına göre çeşitli cihaz ve metodlar geliştirilmiştir. Mesela şeker fabrikalarında ayarlanmış polarimetreler yardımıyla şeker pancarındaki şeker oranı ölçülebildiği gibi, kliniklerde kan ve idrardaki üre, şeker, azot; ayarlı araçlarla tayin edilebilmektedir.

ANALİTİK KİMYA
Tanım Kimya bilimine bağlı ana bilim dallarından biridir.Kimyanın bir örnekteki bileşenlerin belirlenmesi, ayrılması ve miktarlarının ölçülmesi ile ilgilenen dalıdır.Aynı zamanda geleneksel olarak kimyasal denge ve verilerin istatistiksel analiziyle de ilgilenir. ? Kimya biliminin belirli bir maddenin kimyasal bileşenlerinin ya da bileşenlerden bir bölümünün niteliğinin ve niceliğinin belirlenmesini (kimyasal analiz) inceleyen koludur. Türleri Kimyasal analiz sırasıyla kalitatif (nitel) ve kantitatif (nicel) olmak üzere iki şekilde uygulanır. Bir maddenin hangi bileşenlerden (element veya bileşiklerden) meydana geldiğini bulmaya yarayan analiz türüne kalitatif; bu bileşenlerden her birinin ne yüzdede olduğunu bulmaya yarayan analiz türüne de kantitatif analiz denir. Kantitatif analiz, metodlar yönünden klasik ve modern olmak üzere ikiye ayrılır. Klasik metodlar maddenin ağırlık ve hacim özelliklerine dayanan metodlardır. Maddenin ağırlığı göz önüne alınarak yapılan analize gravimetrik, hacim göz önüne alınarak yapılana da volumetrik analiz denir. Gravimetrik ve volumetrik analizlerin her ikisi de günümüzde çok kullanılmaktadır. Bilhassa fen ve şehirciliğin gelişmesiyle, medeniyeti tehdit etmeye başlıyan çevre meselelerinin tesbiti çalışmaları bu metodların önemini bir kat daha artırmıştır. Modern metodlara İnstrumental metodlar (enstrümental analiz) da denilmekte olup, 1930 yılından sonra hızlı olarak gelişmeye başlamıştır. Bu metodlar, maddenin ışık absorbsiyonu, ışık emisyonu, magnetik, elektrik, radyoaktiflik gibi özellikleri üzerine kurulmuştur. Bugün sadece bir özellik üzerine kurulmuş olan metodlar ciltlerle kitap doldurulacak kadar çoğalmıştır. İnstrumental analiz klasik analizden daha hassas, daha az zaman alıcı ve daha kolay olmakla beraber, sonuçlarının değerlendirilmesi bakımından uzman kimyacılara ihtiyaç gösterir. Bir analiz için uygulanacak analiz metodu madde miktarına bağlı olarak değişir. 50 mg'dan daha fazla madde miktarı ile yapılan analize makro analiz, 10-50 mg arasındaki miktarla yapılan analize yarı-mikro analiz, 1-10 mg arasındaki miktarla yapılan analize mikro analiz, 0,001-1 mg arasındaki miktarla yapılan analize ultra-mikro analiz ve 0,001 mg'ın altında kalan miktarla yapılan analize de sub-mikro analiz denir. Mikro, ultra-mikro ve sub-mikro analizlere bilimsel çalışmalarda başvurulur. Analitik Kimyada Kullanılan Metotlar Gravimetrik analiz Volimetrik analiz Elektrokimyasal analiz Spektroskopik analiz Kromatografi Kimyasal istatistik Kullanıldığı Alanlar Bilimin, teknolojinin, kliniklerin ihtiyaçlarına göre çeşitli cihaz ve metodlar geliştirilmiştir. Mesela şekerpolarimetreler yardımıyla şeker pancarındaki şeker oranı ölçülebildiği gibi, kliniklerde kan ve idrardaki üre, şeker, azot; ayarlı araçlarla tayin edilebilmektedir.

01. Analitik Kavramı

Analitik kimya, bir maddenin bileşenlerinin ayrılması, tanınması ve miktarlarının bulunması işlemlerini içerir. Analitik kimyada yapılan analizleri nitel analiz ve nicel analiz olarak iki gruba ayırabiliriz. Nitel analiz (kalitatif), örneğin hangi bileşik, iyon veya element içerdiğini belirlemeyi sağlar. Nicel analiz (kantitatif) ise örnekteki bileşenlerin bağlanma miktarlarının bulunmasını sağlar.

01.01. Analitik İşlemler

Analizde kullanılan kantitatif yöntemler içinde ilk kullanılanlar (klasik yöntemler), gravimetri ve volumetri olarak bilinir. Gravimetrik yöntemde analiz edilen madde (analit) veya onun bir bileşiğinin kütlesi belirlenir, volumetrik yöntemde ise analitle tam tepkime veren bir maddenin çözeltisinin hacmi bulunur.

Diğer bir yöntem ise enstrümental yöntemler (aletli analiz yöntemleri) adını alır. Önemli enstrümental yöntemler, spektroskopik yöntemler, elektroanalitik yöntemler ve ekstraksiyon yöntemleridir.

01.02. Analiz İçin Numunenin Hazırlanması

Katı örnekler değişen miktarda nem içerirler. Bazı analizlerde bu yanlış sonuca götüreceği için nemin uzaklaştırılması gerekmektedir. Bunun için örnek 100-105^oC^’ da sabit tartım elde edilinceye kadar ısıtılır, örnek bu sıcaklıkta bozunuyorsa daha düşük basınç altında ısıtılarak adsorplanan maddeler uzaklaştırılır.

Eğer katı örneği kristal suyunu uzaklaştırarak analiz etmemiz gerekiyorsa örneği, daha yüksek sıcaklıklarda ısıtmakta yarar vardır.

Katı örnekleri çözelti haline getirmek için ilk yapılması gereken, o örnek için doğru çözücüsünün bulunması olmalıdır. Eğer örneğin çözülmesi yavaş olur ise bunun için örnek çözücüsü ile karıştırıldıktan sonra su banyosunda ya da düşük sıcaklıktaki ısıtıcı plaka üzerinde yavaş yavaş ısıtılabilir.

Bazı katılar çözünmesi çok zordur. Bu tür maddeler, sodyum karbonat, sodyum peroksit, potasyum bisülfat, potasyum pirosülfat, borik asit, boraks gibi eritiş maddeleri ile ısıtılır yani eritiş yapılır.

Analiz yaparken sonucun doğruluğundan emin olmak için paralel çalışılması şarttır. Tartımlar ve seyreltmeler hassas yapılmalıdır.

02. Çözeltiler İki veya daha fazla maddenin homojen karışımına çözelti denir. Genelde fazla miktarda bulunan maddeye çözücü, diğerlerine ise çözünen denir. Analitik kimyada genellikle sıvı çözeltiler önemli bir rol oynar. Sıvı çözeltiler, katının sıvıda, sıvının sıvıda veya gazın sıvıda çözünmesiyle oluşur.

Gazların sudaki çözünürlüğü sıcaklık arttıkça azalır, basınç arttıkça artar. Birbirine benzer yapıdaki maddeler (polar) birbiri içinde çözünürler, örneğin alkol suda çözünür, benzen (apolar) çözünmez. Suyun, polar bileşikler için iyi bir çözücü olduğu unutulmamalıdır.

Katıların çözücücüleri içerisindeki çözünebilirlikleri değişkendir. Bu çözünme miktarları sıcaklıkla değişir. Herhangi bir sıcaklıkta maksimum çözünme miktarından söz edilir. Bu maksimum, çözünme miktarı tanım olarak maddenin çözünürlüğünü de gösterir. Maddenin maksimum miktarda çözündüğü çözelti haline doygun çözelti denir.

Doymamış çözelti bir katının çözücüsü içerisinde çözünebileceği maksimum değerden daha az miktarda çözünmesi ile oluşur.

Doygun çözeltidekinden daha çok madde içeren çözeltiye aşırı doymuş çözelti denir. Bu durumda bir miktar katı çözünmeyerek dipte kalır.

Analitikte bir diğer kavram seyreltik ve derişik çözeltilerdir. Seyreltik çözeltiler birim hacimde daha az mol içermektedir. Genel olarak çözeltiler önce derişik hazırlanır, daha sonra istenen derişim elde edilmek üzere çözücü eklenmek suretiyle seyreltilir.

03. Derişim Bir çözeltinin bilinen bir hacmindeki çözünen madde miktarı derişim (konsantrasyon) olarak tanımlanır. Derişim, yüzde derişim, molarite, normalite, ppt, ppm ve ppb cinsinden ifade edilebilir. Bunlardan başka mol kesri, mol yüzdesi ve molalite gibi derişim tanımları da kullanılabilir.

03.01. Yüzde derişim

Bir çözeltinin konsantrasyonu yüzde olarak birkaç şekilde ifade edilir. Karışıklıkları önlemek için kullanılan çözeltinin yüzde konsantrasyonu mutlaka açık olarak belirtilmelidir. Eğer bu bilgi olarak belirtilmemiş ise çözeltinin türünden çıkartılmaya çalışılır. Bu ifadelerin belirtilmesinin ne denli önemli olduğunu en iyi anlatacak örnek; ağırlıkça (w/w) % 50’lik NaOH çözeltisi, 1 litresinde 763 g NaOH içeriyor demektir. Bu da hacimde ağırlıkça yüzde (w/v) olarak % 76.3 demektir.

Ağırlıkça Yüzde (w/w)

Ağırlıkça yüz birim çözeltide bulunan çözünenin ağırlıkça kesridir. Genellikle ticari sulu reaktifler için kullanılır. Örneğin hidroklorik asit % 37’lik (w/w) çözelti halinde satılır.

% (w/w) = çözünen maddenin ağırlığı (g) / [çözünen madde (g) + çözücünün ağırlığı (g)] x 100

Örnek:

500 mL % 50’lik (w/w) NaOH çözeltisi nasıl hazırlanır?

% 50 = [X / (X +(500 –X)] x 100 X = 250 g çözünen

O halde bu çözeltinin hazırlanmasında 250 g NaOH alınır ve üzerine 250 mL saf su eklenir.

Hacimce Yüzde (v/v)

Hacimce 100 birim çözeltide bulunan çözünenin hacimce kesridir. Saf bir sıvının başka bir sıvı ile seyreltilmesi ile hazırlanan çözeltiler için kullanılır.

% (v/v) = [(çözünen sıvının hacmi (mL) / çözeltinin hacmi (mL)] x 100

Örnek:

150 mL % 28’lik (v/v) sulu etil alkol çözeltisi nasıl hazırlanır?

% 28 = (X / 150 mL) x 100 X = 42 mL

42 mL etil alkol alınır ve son hacim saf su ile 150 mL’ye tamamlanır.

Hacimde Ağırlıkça Yüzde (w/v)

Hacimce 100 birim çözeltide bulunan çözünenin ağırlıkça kesridir. Katı maddelerin seyreltik sulu çözeltilerinin hazırlanması için kullanılır.

% (w/v) = [çözünen maddenin ağırlığı (g) / çözeltinin hacmi (mL)] x 100

Örnek:

250 mL % 20’lik (w/v) NaCl çözeltisi hazırlamak için kaç gram NaCl gerekir?

% (w/v) = ( w1 / v) x 100 % 20 = (w1 / 250) x 100 w1 = 50 g

Bu durumda 50 g NaCl tartılır, suda çözülerek son hacim saf su ile 250 mL’ye tamamlanır.

03.02. Molarite

Molarite, bir litre çözeltide çözünen maddenin mol sayısını gösterir. M harfi ile gösterilir.

M= n (mol) / V (L)

Örnek:

500 mL 0.1 M NaOH çözeltisi hazırlamak için kaç gram NaOH tartılmalıdır?

MA (Molekül ağırlığı NaOH)= 23 + 16 + 1 = 40 g/mol

M= n / V 0.1 mol/L= n / 0.5 (L) n= 0.05 mol

n= m/MA 0.05 mol= m /40 (g/mol) m= 2 g

2 g NaOH tartılarak son hacim dikkatlice 500 mL‘ye tamamlanır.

03.03. Normalite

Çözeltinin 1 mL‘sinde bulunan çözünen maddenin milieşdeğer gram sayısıdır. Aynı ifade litresindeki eşdeğer gram sayısı olarak da belirtilebilir.

N= (m /eşdeğer gram sayısı) /V

Eşdeğer gram sayısı: Molekül ağırlığı / Tesir değerliği

Tesir Değerliği (TD): Asitlerin ortama verdiği H+ iyonu sayısı, bazların ortama verdiği OH-iyonu sayısı, tuzların ise ortama verdiği veya aldığı elektron sayısına tesir değerliği denir.

Örneğin H2SO4 için bu değer 2’dir. Çünkü sülfürik asit 2 tane H+ iyonunu sulu çözeltisine verebilir. NaOH, HNO3, HCl için bu değer 1’dir. Aşağıda bazı bileşiklerin tesir değerliği verilmiştir. Fakat tesir değerliği hesaplanırken, tesir değerliği bulunacak maddenin reaksiyona girdiği madde ile verdiği tepkimeye göre tesir değerliğinin değişebileceği unutulmamalıdır. Bu nedenle son dönemlerde normalite kavramı yerine maddenin reaksiyonu yazılarak stokiyometrik oran üzerinden hesaplama yapılmaktadır.

Molarite ve normalite arasında N = M x TD bağlantısı vardır.

03.04. ppt (binde bir), ppm (milyonda bir) ve ppb (milyarda bir) Hesaplamaları

Eser miktardaki çözeltilerin derişimini belirtmek amacıyla kullanılır.

ppt = (g çözünen / kg veya litre çözelti)

ppm = (mg çözünen / kg veya litre çözelti)

ppb = (µg çözünen / kg veya litre çözelti) şeklinde ifade edilir.

Not: Bazen ppt ifadesi part per thousand (binde bir) olarak kullanıldığı gibi bazende part per trillion (trilyonda bir) olarak da ifade edilebilir. Bu nedenle hangi ifade için kullanıldığına dikkat edilmelidir.

Örnek:

Bir su örneğinin analizi sonucunda bulunan Na⁺ derişimi 200 ppm olarak bulunmuştur. Sudaki sodyum kaynağının NaCl olduğu düşünülmektedir. NaCl’ ün derişimi hesaplayız.

Çözelti seyreltik olduğundan yoğunluk l g/mL alınabilir. Bu durumda çözeltinin litresinde 200 mg Na⁺ var demektir.

n (mol) = m (g) / Ma (g/mol) formülünden

önce mol sayısı bulunur.

nNa⁺ = ( 200 x10^-3 g) / (23 g/mol) = 8,70 x 10^-3mol

V = 1 lt olduğu için n = M

[Na⁺] = 8,70 x 10^{-3 M}

Bu aynı zamanda NaCl nin molaritesidir.

03.05. Mol Kesri ve Mol Yüzdesi

Mol kesri, çözeltideki bileşenlerden birinin mol sayısının toplam mol sayısına oranıdır. Genel olarak X ile gösterilir. Bazen X, 100 ile çarpımı olarak da ifade edilir, bu durumda mol yüzdesinden söz edilir.

X çözünen = n _çözünen/ n _toplamXçözücü = n _çözücü / n _toplam

X çözünen + X çözücü = 1 dir.

Örnek:

1,5 mol metanol 50 g suda çözülüyor. Elde edilen çözeltinin metanol ve su yönünden mol kesri ve mol yüzdeleri nedir?

CH₃OH (32 g/mol); H₂O (18g/mol) .

n (mol) = m (g) / Ma (g/mol) formülünden suyun mol sayısını bulalım.

n (mol) = 50 / 18 = 2,78 mol

X _{etil alkol}= (1,5 / (1,5+2,78)) = 0.350

% X _{etil alkol} = 100 x 0.350 = 35,0

X çözünen + X çözücü = 1

X çözücü = 1 - X çözünen

X çözücü = 1 - 0.350 = 0,650

% X _su = 100 x 0.650 = 65,0

03.06. Molalite

1000 g çözücüde çözünen maddenin mol sayısını gösterir. m ile gösterilir.

m = (n / w) x 1000

Kimyasal Tepkimeler

01. Giriş

02. Kimyasal Tepkimelerin Denkleştirilmesi

03. Yükseltgenme – İndirgenme Reaksiyonları

03.01. Asidik Ortamdaki Yükseltgenme –İndirgenme Reaksiyonları

03.02. Bazik Ortamdaki Yükseltgenme –İndirgenme Reaksiyonları

04. Kimyasal Hesaplamalar

01. Giriş

Kimyasal tepkimeleri yer değiştirme tepkimeleri ve indirgenme yükseltgenme tepkimeleri olarak sınıflandırabiliriz.

Nötürleşme tepkimeleri

Çökme tepkimeleri

Uçucu bileşik oluşumu

Yükseltgenme- İndirgenme tepkimeleri

02. Kimyasal Tepkimelerin Denkleştirilmesi

Yukarıdaki tepkimede reaksiyona giren H, C ve O atomları sayısı ile reaksiyondan çıkan H, C ve O atomları sayısı birbirine eşit değil. Öncelikle denkleştirme yapılmalıdır. Bu işlem aşağıdaki sıra takip edilerek yapılabilir.

1. Denklemin sol tarafında 6 C atomu olduğu için sağ taraftaki CO₂ nin basına 6 eklenir.

2. Denklemin sol tarafında 14 H atomu olduğu için sağ taraftaki H₂O nun başına 7 eklenir (7x2=14)

3. En son olarak O denkleştirilmesi yapılır. Reaksiyonun sağ tarafında 12 + 7 =19 tane O atomu bulunmaktadır. Bu nedenle sol taraftaki O₂ başına 15/2 yazılır. ( 19-4 =15)

4. Kesirli sayıdan kurtulmak için her iki taraftaki katsayılar 2 ile çarpılır.

03. Yükseltgenme – İndirgenme Reaksiyonları

03.01. Asidik Ortamdaki Yükseltgenme –İndirgenme Reaksiyonları

1. Oksijen ve hidrojen dışında elementlerin sayısı, yarı tepkimelerin her iki tarafında eşit hale getirilir.

2. Reaksiyonun sağ ve sol tarafındaki O sayıları hesaplanarak eksik olan tarafa eksik sayı kadar H₂O eklenir.

3. Hidrojen eksikliği kadar H⁺, gereken tarafa yazılır.

4. Yük denkliğini sağlamak için uygun tarafa uygun sayıda elektron eklenir.

5. Reaksiyonun sağ ve sol taraflarındaki elektron sayılarını eşitlemek için her bir tepkime gerekli sayı ile çarpılır.

6. Yukarıdaki iki yarı tepkime taraf tarafa toplanır, Birbirine zıt tarafta olan 6e birbirini götürür. Sonuç tepkimede elektron görülmemelidir.

03.02. Bazik Ortamdaki Yükseltgenme –İndirgenme Reaksiyonları


	iyonik tepkimesini ele alalım.

ASİTLER ve BAZLAR

01. Asit ve Bazların Tanımı

02. Suda Asit ve Baz Dengeleri

03. Suyun İyonlaşma Sabiti ve pH

03.01. Kuvvetli Asitler ve Kuvvetli Bazların pH

03.02. Zayıf Asitler ve Zayıf Bazların pH

03.03. Poliprotik Asitler ve pH

03.04. Tampon Çözeltiler

04. Asit veya Bazların Titrasyon Eğrileri

04.01. Kuvvetli Bir Asidin Kuvvetli Bir Bazla Titrasyonu

04.02. Zayıf Bir Asidin Kuvvetli Bir Bazla Titrasyonu

04.03. Kuvvetli Asit ve Zayıf Asit Bulunan Bir Çözeltinin Kuvvetli Bazla Titrasyonu

01. Asit ve Bazların Tanımı

Asitler yapısında hidrojen bulunan ve sudaki çözeltisine hidrojen iyonu (H⁺) veren maddelerdir. En belirgin özellikleri ekşi tatda olmaları ve asit-baz indikatörü denilen bazı organik boya maddelerinin rengini değiştirmeleridir. Örneğin turnusolün mavi rengi asitle kırmızıya dönüşür. Örnek olarak hidroklorik asit, HCl, verebiliriz.

Bazlar yapısında hidroksil bulunan ve sudaki çözeltisine hidroksil iyonu (OH^-) veren maddelerdir. Elde kayganlık hissi uyandıran ve yine asit-baz indikatörlerinin rengini değiştiren maddelerdir. Örneğin turnusolün kırmızı rengi bazlarla maviye dönüşür.

Örnek olarak sodyum hidroksit, NaOH, verilebilir.

Asit ve bazlar birleşerek birbirlerini nötralleştirip su verir.

Diğer bir tanıma göre asitler proton veren, bazlar ise proton alan maddelerdir.

Yukarıdaki tepkimede HCl, proton verdiğine göre asit, H₂O ise proton aldığına göre bazdır. HCl ve H₂O arasındaki tepkime sonucunda konjüge asit ve bazlar oluşur. Ancak H⁺ iyonunun suda serbest halde bulunması olası değildir. Su molekülleriyle sarılması beklenir. Yaklaşık dokuz su molekülüyle sarılan H⁺ iyonu, bunlardan birisi ile de sıkıca bağlanır. Dolayısıyla suda, H⁺ yerine daima H₃O iyonundan söz etmek gerekir ve bu iyona hidronyum iyonu denir. Arrhenius' a göre baz olması beklenmeyen amonyak çözeltisi bu tanıma göre bazdır, bu da aşağıdaki tepkime ile verilebilir.

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

baz(1) asit(2) konjüge konjüge

asit(1) baz(2)

Yukarıdaki tepkimeye bakacak olursak, NH₃ proton aldığı için baz, H₂O ise proton verdiği için asittir. Aynı zamanda NH₄, NH₃ ün konjüge asidi, OH^- ise H₂O nun konjüge bazıdır.

HCl ve NH₃örnekleriyle reaksiyona giren su molekülü, HCl’ye karşı baz olarak (proton alan), NH₃’ e karşı ise su asit olarak (proton veren) davranmaktadır. Buda su molekülünün reaksiyona girdiği maddeye göre asit veya baz olarak davrandığını gösterir. Bu tür maddelere amfiprotik maddeler denir.

Amfiprotik maddelere örnek olarak H₂O, ROH, HCO₃^-, H₂PO₄^-, HPO₄^2- verilebilir.

Lewis' e göre ise asit elektron çifti alan, baz ise elektron çifti verebilen maddedir. Baz grubuna genellikle elektron verebilen oksijen veya azot içeren maddeler girer. Diğer taraftan hidrojen içermeyen maddeler asit olabilir. Örneğin bor triflorür, BF₃, bir asittir, çünkü elektron eksikliği vardır ve bunu tamamlamak ister. Öte yandan NH₃ veya diğer azotlu maddelerde ortaklanmamış elektron çiftleri bulunur, dolayısıyla bazdır.

02. Suda Asit ve Baz Dengeleri

Bir asit veya baz suda çözüldüğünde iyonlaşır (dissosiye olur). İyonlaşmanın derecesi asit veya bazın kuvvetiyle ilişkilidir. Kuvvetli bir asit tamamen iyonlaşır, zayıf bir asit ise kısmen iyonlaşır. Aynı durum bazlar için de geçerlidir.

HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ve H₂SO₄ gibi asitler kuvvetli asitlerdir.

Zayıf asit ve bazlar ise suda kısmen iyonlaşırlar. Bir tek H⁺ iyonu verebilen zayıf bir asit HA genel formülü ile gösterilir. Su ile olan reaksiyonu da aşağıdaki gibidir.

HA + H₂O H₃O⁺ + A^-

Bu reaksiyonun denge sabiti şu şekilde gösterilir.

K_denge = (Çıkan Ürünler)/ (Giren Ürünler)

K_denge = ([H₃O⁺] [A^-]) / ([HA] [H₂O])

Suyun derişimi sabit olduğu için aşağıdaki ifade şu şekilde kullanılır.

K_denge . [H₂O] = ([H₃O⁺] [A^-]) / [HA] = K_a

K_a denge sabitine asitlik sabiti denir.

Aynı şekilde tek proton alabilen zayıf bir bazı B genel formülüyle gösterilir.

B + H₂O BH⁺ + OH^-

Denge sabiti aşağıdaki

K_denge = ([BH⁺] [OH^-]) / ([B] [H₂O]

veya

K_denge . [H₂O] = ([BH⁺] [OH^-]) / [B] = K_b

K_b denge sabitine bazlık sabiti denir.

03. Suyun İyonlaşma Sabiti ve pH

Suyun iyonlaşma dengesini aşağıdaki şekilde göstermek mümkündür.

H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^-

K_denge = ([H₃O⁺] [OH^-]) / ([H₂O]²

K_denge . [H₂O]² = [H₃O⁺] [OH^-] = K_su

25°C da K_su nın değeri 1,00.10^-14 dür. Sıcaklık arttıkça iyonlaşma yüzdesi artacağından K_su yükselir. Saf suda hidronyum ve hidroksit iyonu derişimlerinin aynı olacağı kesindir, dolayısıyla

[H₃O⁺] = [OH^-]

K_su = [H₃O⁺]² = [OH^-]²

[OH^-] = [H₃O⁺] = (1,00.10^-14) 1/2 = 1,00.10^-7 M dir.

Sulu ortamda asitlik veya bazlık derecesini pH kavramı ile belirtilir. Ve

pH = -log [H₃O⁺]

pOH = -log [OH^-]

şeklinde ifade edilir.

pK_su = -log K_su

pK_a = -log K_a

pK_b = -log K_b dir.

25^oC da saf suda

pH + pOH = 14

pH değeri 0-7 olan çözeltiler asidik, 7-14 olan çözeltiler ise baziktir.

03.01. Kuvvetli Asitler ve Kuvvetli Bazların pH

Derişimi 1x10^-6 M dan daha büyük kuvvetli asit çözeltilerinde kuvvetli asit veya kuvvetli baz tamamen iyonlaştığı için derişimi, H₃O⁺(hidronyum) iyonu veya OH^-(hidroksit) iyonu derişimine eşittir.

pH = -log C_A dır.

Örnek:

0,05 M HCl çözeltisinin pH sını bulunuz.

Çözüm:

[H₃O⁺] = [HCl] = 0,05 M

pH = -log 0,05 = 1,30

Aynı durum kuvvetli bazlar için de geçerlidir.

pOH = -log C_B dir.

Derişimin 10^-6 M dan küçük olması durumunda suyun iyonlaşma etkisini göz önüne alacağımızdan çözeltideki OH^- derişimi için aşağıdaki eşitliliği yazmamız gerekir.

[OH^-] = C_B + [OH^-]_su

[OH^-]_su = [H₃O⁺]_su = C olduğundan

K_su = (C_B+C) . C = 1,00.10^-14

C² + CB . C – 1,00.10^-14 = 0 dır.

Bu eşitliğin çözümü ile C yani sudan gelen hidroksit iyonu derişimi bulunur, C_B ye eklenerek çözeltideki hidroksit derişimine geçilir ve pOH hesaplanır.

Örnek:

100 ml 0,050 M NaOH ile 100 ml 0,020 M Ca(OH)₂ çözeltileri karıştırılıyor. Elde edilen çözeltinin pOH ve pH değerleri nedir?

Çözüm:

0,05 0,05 0,05

0,020 0,020 2x(0,020)

İki tane ayrı baz çözeltisinin karıştırılması ile oluşan yeni çözeltide hidroksit iyonu derişimi şöyle bulunur.

Çözeltideki toplam OH^- iyonu, NaOH ve Ca(OH)₂ tarafından verilir. Her iki çözeltiden 100’er mL alındığından çözeltinin son hacmi 200 mL olur.

M = n/V formülünde hacim değiştiği için molarite de değişecek. Öncelikle M x V formülünden yeni mol sayısı (n) bulunur. Daha sonra bu mol sayısı (n) toplam hacime (V) bölünerek yeni derişim bulunur.

[OH^-] = (100 x 0, 050+ 100 x 0, 040) / 200 = 4,50.10^-2 M

pOH = -log 4,50.10^-2 = 2-log 4,50 = 2-0,65 = 1,35

pH = 14-pOH = 14-1,35 = 12,65

03.02. Zayıf Asitler ve Zayıf Bazların pH

Tamamen iyonlaşmayan asitlere ve bazlara zayıf asit veya baz denir. Zayıf asitler HA, zayıf bazlarda B ile gösterilir.

HA + H₂O H₃O⁺ + A^- K_a = [H₃O⁺] [A^-] / [HA]

2H₂O H₃O⁺ + OH^- K_su = [H₃O⁺] [OH^-]

Eğer K_a değeri 10^-4 ile 10^-9 arasında ve asidin başlangıç derişimi 1-10^-3 M arasında ise, suyun iyonlaşma dengesinin pH ye etkisini olmadığı kabul edilir. Sadece K_a denge ifadesini kullanarak hidronyum derişimi hesaplanabilir. Dengede

[HA] = C_HA - [H₃O⁺] yazılabilir. Aynı zamanda

[A^-] = [H₃O⁺] olduğundan

K_a = [H₃O⁺]² / (C_HA - [H₃O⁺])

Formülünden H₃O⁺ iyonunun derişimi bulunur.

Bu tür problemlerin çözümünde diğer bir kabul ise başlangıç derişiminin K_a ya oranı,

(C_HA/ K_a)³ 10 ise asidin iyonlaşması ile başlangıç derişiminin fazla değişmediği düşünülebilir ve paydadaki H₃O⁺ derişimi C_HA yanında ihmal edilebilir.

K_a = [H₃O⁺]² / C_HA formülünden [H₃O⁺] çekilerek,

[H₃O⁺] = (K_a . C_HA) bağıntısı bulunur.

Örnek:

Derişimi 0.10 M olan Asetik asit ( CH₃COOH) çözeltisinin pH si nedir?

Ka = 1,75x10^-5 (25^oC)

Çözüm:

CH₃COOH veya genel formülü ile HA suda

Başlangıç: 0,10 M 0 0

Değişim -x +x +x

Dengede: (0,10-x) M +x +x

K_a = [H₃O⁺]² / C_HA

K_a =1,75x10^-5 = x² / (0,10-x)

Son kabulümüzün uygulanabilirliği test edildiği zaman

0,10 / 1,75.10^-5 >10³

Asidin iyonlaşması ile başlangıç derişiminin fazla değişmediği düşünülebilir ve paydadaki H₃O⁺ derişimi C_HA yanında ihmal edilebilir.

1,75x10^-5 = x² / 0,10

x² = 1,75x10^-6

[H₃O⁺] = x = 1,32x10^-3M

pH = -log 1,32x10^-3

pH = 2,88

Aynı kurallar zayıf bazlar içinde geçerlidir.

B + H₂O BH⁺ + OH^- K_b = ([BH⁺] [OH^-] / [B]

2H₂O H₃O⁺ + OH^- K_su = [H₃O⁺] [OH^-]

K_b = [OH^-]² / C_B – [OH^-]

K_b = [OH^-]² / C_B

Eğer K_b değeri 10^-9 dan küçük ve bazın derişimi de 10^-3 M dan daha küçük ise suyun iyonlaşma etkisini göz önüne almak zorundayız.

B + H₂O BH⁺ + OH^- K_b = ([BH⁺] [OH^-] / [B]

2H₂O H₃O⁺ + OH^- K_su = [H₃O⁺] [OH^-]

[OH^-] = [OH^-]_{zayıf baz} + [OH^-]_su

Zayıf bazdan gelen [OH^-] aynı zamanda [BH⁺] ya, sudan gelen [OH^-] ise suyun [H₃O⁺] ya eşittir. Dolayısıyla

[OH^-] = [BH⁺] + [H₃O⁺] yazılabilir.

[BH⁺] = K_b [B] / [OH^-]

[H₃O⁺] = K_su / [OH^-]

Bu değerler yerine konulduğunda

[OH_-] = K_b [B] / [OH^-] + K_su / [OH^-]

[OH^-]² = K_b[B] + K_su

[OH^-] = (K_b[B] + K_su)^1/2

Baz zayıf olduğundan dengedeki B derişimi, bazın başlangıç derişimine eşit olarak düşünülebilir. Böylece eşitlik

[OH^-] = (K_bC_B + K_su)^1/2

haline gelir.

K_bC_B >> K_su olduğunda eşitlik

[OH^-] = (K_bC_B) ^1/2 şeklini alır.

Örnek:

2,5x10^-5 M anilin, C₆H₅NH₂, çözeltisindeki türlerin derişimlerini ve pH değerlerini bulunuz.

K_b = 4,30x10^-10

Dikkat edilmesi gereken husus K_b değerinin 10^-9 dan, baz derişimin ise 10^-3 M dan küçük olduğudur.

C₆H₅NH₂ + H₂O C₆H₅NH₃⁺ + OH^-

[OH^-] = (K_bC_B) ^1/2

[OH^-] = (4,30x10^-10 x 2,5x10^-5 + 1,00x10^-14)^1/2 = (1,08x10^-14 + 1,00x10^-14) ^1/2

[OH^-] = 1,44x10^-7 M

[OH^-] = [C₆H₅NH₃⁺] = 1,44x10^-7 M

[C₆H₅NH₂] = 2,5x10^-5–1,44x10^-7 = 2,49x10^-5 M

[H₃O⁺] = K_su / [OH^-] = 1,00x10^-14 / 1,44x10^-7 = 6,94x10^-8 M

pH= -log 6,94x10^-8 = 7,16

03.03. Poliprotik Asitler ve pH

Çözeltide iyonlaştığında birden fazla hidronyum iyonu (H₃O⁺) veren asitlere poliprotik veya polifonksiyonlu asitler denir. Poliprotik asitlere, fosforik asit (H₃PO₄), karbonik asit (H₂CO₃) sülfürik asit (H₂SO₄), okzalik asit ( H₂C₂O₄) örnek verilebilir.

Örnek olarak fosforik asiti verecek olursak , fosforik asit iyonlaştığı zaman 3 tane H₃O⁺iyonu verebiliyor.

H₃PO₄ + H₂O H₂PO₄^- + H₃O⁺ K_a1 = 7,11x10^-3

H₂PO₄^- + H₂O HPO₄^2- + H₃O⁺ K_a2 = 6,34x10^-8

HPO₄^2- + H₂O PO₄^3- + H₃O⁺ K_a3 = 4,20x10^-13

K_a1 >> K_a2 >> K_a3

Genel gösterimi;

H₂A + H₂O HA^- + H₃O⁺

HA^- + H₂O A^2- + H₃O⁺

olan poliprotik asitlerde zayıf asitlere benzer şekilde bir takım yaklaşımlarda bulunmamız gerekiyor Eğer K_a değerleri 10^-4 – 10^-9 arasında ve derişim 1-10^-3 M arasında ise suyun ayrışma dengesini düşünmemize gerek yoktur.

Diğer taraftan K_a1 ve K_a2 arasındaki oran 10³ ve daha fazla ise 1.dengeyi düşünür, ikinci dengeyi ihmal edebiliriz. Ve problem monoprotik bir asit çözeltisindeki pH hesaplaması problemine dönüşür.

Örnek:

0,10 M karbonik asit (H₂CO₃) çözeltisinin pH sı nedir?

K_a1 = 4,45x10^-5

K_a2 = 4,69x10^-11

Çözüm:

H₂CO₃ + H₂O HCO₃^- + H₃O⁺ K_a1 = 4,45x10^-5

HCO₃^- + H₂O CO₃^2- + H₃O⁺ K_a2 = 4,69x10^-11

Ka değerlerinden görüldüğü gibi suyun ayrışma dengesinin etkisini düşünmeye gerek yoktur. K_a1 / K_a2 >> 10³ olduğundan sadece 1.iyonlaşma dengesini düşünerek [H₃O⁺] bulunabilir ve pH hesaplanır.

H₂CO₃ + H₂O HCO₃^- + H₃O⁺

Başlangıç: 0,10 M 0 0

Değişim -x +x +x

Dengede: (0,10-x) M +x +x

K_a1= [HCO₃^-] x [H₃O⁺] / [H₂CO₃] x [H₂O]

[H₂O] ihmal ediliyor.

K_a1 = 4,45x10^-5 = (x²) / (0,10-x)

Bu eşitliğin çözümünden x bulunur.

x² + 4,45x10^-5x- 4,45x10^-6= 0

x = 0,0298 = [H₃O⁺]

pH = -log 2,98x10^-2 = 2-log 2,98 = 1,53

Eğer poliprotik asitlerde K_a2,K_a1’e göre ihmal edilebilecek kadar küçük olmakla beraber asitlik değeri oldukça yüksekse yani 10^-4 den büyükse problemi monoprotik asit sistemine indirgeyerek çözümleyemeyiz. Bunun en iyi örneğini H₂SO₄ çözeltilerinde görüyoruz.

03.04. Tampon Çözeltiler

pH sı belli olan, seyrelmeyle veya az miktarda kuvvetli asit veya baz ilavesi sonucu pH sı değişmeyen çözeltilere tampon çözeltiler denir.

Tampon çözelti zayıf bir asit ve konjüge bazını veya zayıf baz ve konjüge asidini içeren bir çözeltidir

Zayıf bir asit olan HA çözeltisi ile NaA tuzu ile karıştırılarak tampon çözeltisi hazırlanır

Genellikle oldukça derişik çözeltilerle çalışıldığından, K_a değeri de 10^-4 -10^-9 arasında düşünüldüğünden suyun iyonlaşma etkisini düşünmeye gerek yoktur.

[H₃O⁺] = Ka x [ HA] / [A^-]

formülünden [H₃O⁺] iyonunun derişimi oradan da ortamın pH’sı hesaplanır.

Tampon hazırlamayı değişik örneklerle açıklayabiliriz.

Örnek 1.

1 M sodyum format (NaHCOO) ve 0,5 M formik asit (HCOOH) içeren çözeltinin pH’sı nedir?

Ka = 1,80x10^-4

Öncelikle formik asidin (HCOOH) tepkimesi yazılır.

[HCOO^-] = [NaHCOO]

Ka = [HCOO^-] x [H₃O⁺] / [ HCOOH]

[H₃O⁺] = Ka x [ HCOOH] / [HCOO^-]

[H₃O⁺] = 1,80x10^-4( 0,5/1)

[H₃O⁺] = 9,0x10^-5

pH= 4,04

Örnek 2.

200 mL 0,4 M NH₃ ve 0,1 M NH₄⁺çözeltisine 50 mL 0,025 M HCl asit eklendiğinde oluşacak tampon çözeltinin pH’ sı nedir?

Baz çözeltisine HCl asit çözeltisi ekleniyor. Bu demektirki NH₃ çözeltisinin derişimi eklenen asit kadar azalacak ve konjüge asidi olan NH₄⁺ iyonunun derşimi de eklenen asit kadar artacaktır.

Diğer bir dikkat edilmesi gereken konu ise çözeltinin son hacminin değiştiği. Toplam hacim arttığı için NH₄⁺ ve NH₃ derişimleri de değişecek.

[NH₃] = (0,4 x 0,2) – (0,05 x 0,025)] /0,250

[NH₃] = 0,315

[NH₄⁺] = (0,1 x 0,2) + (0,05 x 0,025)] /0,250

[NH₄⁺] = 0,085

K_a x K_b= K_w

K_b= K_w/ K_a

K_b= 1,0x10^-14 /5,70x10^-10

K_b= 1,75x10^-5

Kb= [NH₄⁺] x [OH^-] /[NH₃]

[OH^-] =Kb x [NH₃] / [NH₄⁺]

[OH^-] = 0,315 x 1,75x10^-5/ 0,085

[OH^-] = 6,48x10^-5

pOH = 4,19

pOH + pH =14

pH = 14 - 4,19 = 9,81

04. Asit veya Bazların Titrasyon Eğrileri

04.01. Kuvvetli Bir Asidin Kuvvetli Bir Bazla Titrasyonu

Asit baz titrasyonlarında hesaplanması gereken dört temel nokta vardır.

Başlangıç pH sı
Eşdeğerlik noktasından önceki hesaplamalar
Eşdeğerlik noktasindaki hesaplamar
Eşdeğerlik noktasından sonraki hesaplamalar

Örnek

100 mL 0,025 M HCl asidin 0,050 M NaOH ile titrasyonu sonucunda oluşacak titrasyon eğrisinin çizilmesi

Başlangıçta asit üzerine hiç baz eklenmediği zaman ortamın pH’ sı direk asidin pH’sına eşittir.

pH = -log[H₃O⁺]

pH =-log 0,025

pH = 1,60

25 mL NaOH eklendiği zaman (Eşdeğerlik noktasından önce)

Asit üzerine baz eklendiğinde, eklenen baz asidin bir kısmını nötralleştirecektir. Böylelikle ortamdaki asit derişimi azalacaktır. Kalan asidin derişimide direk ortamın pH’sına eşit olacaktır.

Diğer dikkat edilmesi gereken konu ise çözeltinin son hacminin değiştiğidir. Bunun için asidin mol sayısı bulunarak (M x V) toplam hacme (L) bölünerek son derişim bulunur.

[HCl] = (0,1 x 0,025 –0,025 x 0,050) / 0,1+0,025

[HCl] = 0,01

pH = -log 0,01

pH = 2

50 mL NaOH eklendiği zaman (Eşdeğerlik noktasında)

[HCl] = (0,1 x 0,025 –0,050 x 0,050) / 0,1+0,050

[HCl] = 0

Buda asit baz konsantrasyonlarının o anda eşit olduğunu gösterir. Ortam nötrdür.

K_su= [H₃O⁺] x [OH^-]

[H₃O⁺] = √ Ks

[H₃O⁺] = √ 1x10^-14

[H₃O⁺] = 1x10^-7

pH = 7

75 mL NaOH eklendiği zaman (Eşdeğerlik noktasından sonra)

Eklenen baz miktarı, asit miktarından fazla olduğu için ortamdaki bütün asidi nötrleştirir ve ortamda sadece baz kalır.

[NaOH] = (0,075 x 0,050 –0,10 x 0,025) / 0,1+0,075

[NaOH] = 0,0071

pOH = -log7,1x10^-3

pOH = 2,15

pH = 14,00- 2,15 =11.85

Aynı mantık ve kurallar kuvvetli bir bazın kuvvetli bir asitle titrasyonunda da geçerlidir. Sadece başlangıçta ortam bazik olacak ve asit eklendikçe ortamdaki bazın derişimi eklenen asit kadar azalacak

04.02. Zayıf bir Asidin Kuvvetli bir Bazla Titrasyonu

Asit baz titrasyonlarında hesaplanması gereken dört temel nokta vardır.

Başlangıç pH sı
Eşdeğerlik noktasından önceki hesaplamalar
Eşdeğerlik noktasındaki hesaplamar
Eşdeğerlik noktasından sonraki hesaplamalar

Örnek:

100 ml 0,05 M asetik asidin (CH₃COOH) 0,05 M sodyum hidroksit (NaOH) çözeltiis ile yaptığı titrasyon sonucunda oluşan titrasyon eğrisini inceliyelim.

Başlangıçta ortamda sadece asetik asit (HA) vardır. Eklenen baz hacmi 0 olduğundan ortamın pH’sını bulurken HA’nın iyonlaşma denkleminden yararlanırız.

HA + H₂O H₃O⁺ + A^-

0,05 x x

K_a = 1,75x10^-5

K_a = ([H₃O⁺] [A^-]) / [HA]

K_a= x²/ 0,05

[H₃O⁺] = (1,75x10^-5 x 0,05)^1/2

[H₃O⁺] = 9,35x10^-4

pH = -log 9,35x10^-4

pH= 4-log 9,35

pH= 3,03

50 mL 0,05 M sodyum hidroksit (NaOH) eklendiğinde (eşdeğerlik öncesi)

Zayıf asidin üzerine baz eklenmesi ile HA/NaA tampon çözeltisi oluşuyor. Eklenen baz kadar HA derişimi azalacak ve eklene baz kadar A^- oluşacak. Bu durumda ilk olarak yeni derişimler hesaplanır. Çözeltinin son hacminin değiştiği için ortamdaki asidin mol sayısı bulunarak (M x V) toplam hacme (L) bölünerek son derişimi bulunur.

[ HA] =(0,100 x 0,05)- (0,050 x 0,05) / (0,100+0,05)

[ HA] = 0,017

[ A^-] = (0,050 x 0,05) / (0,100+0,05)

[ A^-] = 0,017

K_a = ([H₃O⁺] [A^-]) / [HA] formülünde bulunanlar yerine koyulursa

[H₃O⁺] = 1,75x10^-5 x 0,017/0,017

[H₃O⁺] = 1,75x10^-5

pH = 5 – log 1,75

pH = 4,76

100 mL 0,05 M sodyum hidroksit (NaOH) eklendiğinde (eşdeğerlik noktasında)

Eşdeğerlik noktasında HA’ nın tamamı A^- dönüşür.

A^-+ H₂O OH^- + HA

Burada K_a x K_b= K_w

K_b= K_w/ K_a denklemleri hatırlanmalı.

K_b= 1 x10 ^–14/ 1,75x10^-5

K_b= 5,71x10^-10

K_b = ([OH^-] [HA] ) / [A^-]

Eşdeğerlik noktasında ortamda yalnızca A^- var fakat hacim 200 mL olduğu için A^-derişimi yarıya düşer (hacim iki katına çıktı)

K_b = x² / 0,025

[OH^-] = (5,71x10^-10 x 0,025)^1/2

[OH^-] = 3,78 x 10^-6

pOH = 6 – log 3,78

pOH = 5,42

pOH + pH = 14

pH = 14 – 5,42 = 8,58

150 mL 0,05 M sodyum hidroksit (NaOH) eklendiğinde (eşdeğerlik noktasından sonra)

Eşdeğerlik noktasından sonra ortamda bulunan [OH^-] kaynağı hem eklenen baz hemde A^-iyonudur. Ortamda kuvvetli ba baskın olduğu için A^- iyonundan gelecek olan [OH^-] katkısı azdır.

[OH^-] = [(0,150 x 0,05) - (0,100 x0,05)] /0,250

[OH^-] = 0,01

pOH = 2

pOH + pH = 14

pH = 14 –2 =12

Zayıf bazlarda yukarıdaki şekilde çözülür.

04.03. Kuvvetli Asit ve Zayıf Asit Bulunan Bir Çözeltinin Kuvvetli Bazla Titrasyonu

Örnek

0,15 M HCl asit ve 0,10 M HA zayıf asidi bulunmaktadır. Toplam hacmi 25 mL olan bu çözelti 0,12 M NaOH çözeltisi ile titre ediliyor. Bu titrasyonun titrasyon eğrisini oluşturalım.

K_a =1,75 x10^-5

Başlangıçta hiç baz eklenmediği zaman ortamdaki [H₃O⁺], HCl asitten ve HA asitinin iyonlaşması sonucu ortaya çıkan [H₃O⁺]’ nun toplamlarına eşittir.

[H₃O⁺] = C_HCl + [A^-]

Başlangıç anında HA dan gelen [H₃O⁺] kuvvetli asidin yanında ihmal edilebilecek kadar azdır. Böylelikle ortamın

pH = - log 0,15

pH = 0,82

Ama yinede HA dan gelen [H₃O⁺] derişimine bir bakalım. Kuvvetli asit yanında HA dan gelen A^-iyonu ihmal edilebileceğinden ortamdaki [H₃O⁺] sadece kuvvetli asitten geliyormuş gibi düşünülür.

HA + H₂O H₃O⁺ + A^-[H₃O⁺] = [A^-]

K_a = [H₃O⁺] x [A^-] / [HA]

[A^-] / [HA] = K_a / [H₃O⁺]

[A^-] / [HA] =1,75 x10^-5 / 0,15

[A^-] / [HA] = 2,62 x10^-6

0,10 = [HA] + [A^-]

0,10 = [A^-] / 2,62 x10^-6 + [A^-]

[A^-] = 1,31 x10^-7 bu değer gerçekten 0,15 M yanında ihmal edilebilecek bir değer.

10 mL 0,12 M sodyum hidroksit (NaOH) eklendiğinde (eşdeğerlik noktasından önce)

Burada hala ilk basamakta yaptığımız varsayım geçerlidir. Ortamdaki [H₃O⁺] sadece kuvvetli asitten geliyormuş gibi düşünülür. Fakat baz ilave edildiği için derişiminde bir azalma olacaktır.

C_HCl = (0,15 x 0,025) – (0,12 x 0,010) / 0,035

C_HCl = 0,0729 M

pH = – log 0,0729

pH = 1,14

Burada da her ihtimale karşı HA’nın iyonlaşmasından gelen [H₃O⁺] derişimi hesaplanır.

30 mL 0,12 M sodyum hidroksit (NaOH) eklendiğinde

Bu tür tepkimelerde eşdeğerlik noktasını şu hesapla bulabiliriz.

Masit x Vasit = Mbaz x Vbaz

Vbaz bulunarak eşdeğerlik noktasına gelmek için kaç mL baz eklenmelidir sorusuna yanıt bulabiliriz.

0,15 x 0,025 = 0,12 x Vbaz

Vbaz = 0,03125 L = 31,25 mL baz harcandığı zaman eşdeğerlik noktasına ulaşılacak.

Eğer 30 mL baz eklersek eşdeğerlik noktasına çok yaklaşılacak ve artık HA dan gelen [H₃O⁺] ihmal edilemeyecek. Eklenen baz hala HCl’yi nötrleştirdiği için

C_HCl = (0,15 x 0,025) – (0,12 x 0,030) / 0,055

C_HCl= 2,72x10^-4

HA = (0,1 x 0,025) / 0,055

HA = 0,045

[H₃O⁺] = [A^-]

[H₃O⁺] =C_HCl + [A^-]

[H₃O⁺] = 2,72x10^-4 + [A^-]

K_a = [H₃O⁺] x [A^-] / [HA]

[A^-] / [HA] = K_a / [H₃O⁺]

[HA] = [H₃O⁺] x [A^-] / K_a

([H₃O⁺] x [A^-] / 1,75x10-⁵) + [A^-] = 0,045

[A^-] = 7,85x10^-7 / ( [H₃O⁺] + 1,75x10-⁵ eşitliğini

[H₃O⁺] = 2,72x10^-4 + [A^-] eşitliğinde yerine koyarsak

[H₃O⁺] = 2,72x10^-4 +[ 7,85x10^-7 / ( [H₃O⁺] + 1,75x10-⁵ ]

[H₃O⁺]² - 2,54x10^-4[H₃O⁺] –7,90x10^-7 = 0 eşitliğinden

[H₃O⁺] = 1,30x10^-3

pH = -log 1,30x10^-3

pH = 2,87

Eşdeğerlik noktasında eklenen bazın hepsi kuvvetli asiti nötürleştirecektik . Ortamda sadece zayıf asit kalacaktır. Bundan sonra problemin çözümü zayıf asit baz titrasyonu gibi yapılacaktır.

1. Tepkime iki eşitliğe bölünür

2. Yarı tepkimelerdeki oksijen atomu eksikliği olan tarafa, her bir O atomu için bir H₂O molekülü eklenir.

3. H denkliği yapılırken her bir H atomu için karşı tarafa H₂O molekülü eklenir

4. Eklenen her bir H₂O molekülü için tepkimenin ters tarafına OH^- eklenir.

5. Tepkimenin her iki tarafında birbirinin aynısı moleküller varsa öncelikle onlar elimine edilir.

6. Birinci yarı tepkimeyle işimiz bittikten sonra ikinci yarı tepkime denkliklerine başlanır. Tepkimenin bir tarafındaki her bir H atomu için diğer tarafa 1 H₂O eklenir.Eklenen her bir H₂O molekülü için diğer tarafa OH^- eklenir

7. Her bir yarı tepkimedeki elektron eksiklikleri tamamlanır.

8. Ortak bir çarpan bulunarak 2 reaksiyondaki elektronların alt alta toplama yapıldığı zaman birbirini götürmesi sağlanır.

9. Sadeleştirilmeler yapıldıktan sonra denkleşmiş reaksiyon elde edilir.

04. Kimyasal Hesaplamalar

Bir tepkimeye giren atom, molekül veya iyonlar arasındaki kütle ve sayı ilişkisini veren hesaplara kimyasal hesaplamalar (stokiyometri) denir. Kimyada bu hesaplamaların yapılabilmesi için tepkimenin denkleştirilmiş olması gerekir. Denkleştirme hem kütle hem de yük bakımından yapılmalıdır.

Örnek

NaOH üretiminde Na₂CO₃ ve Ca(OH)₂ kullanılmaktadır. 500 g Na₂CO₃ kullanıldığında ne kadar NaOH üretilir.

Bu tür problemlerde ilk yapılması gereken reaksiyonun yazılarak, reaksiyondaki denkleştirilmelerin yapılmasıdır. Bu bir yer değiştirme reaksiyonudur.

Yukarıdaki reaksiyona bakacak olursak 1 mol Na₂CO₃’dan 2 mol NaOH oluşmaktadır.

1 mol Na₂CO₃= 105,9 gr/mol

1 mol NaOH = 40 gr/mol

105,9 g Na₂CO₃ 80 g NaOH

500 g x g NaOH

x = 500 x 80/105,9

x = 377 g NaOH oluşur

Örnek:

4,00 mol Fe ile 5,00 mol H₂0 nun tepkimesi sonucunda kaç mol H₂ oluşur?

İki reaktantın (giren ürün) miktarı verildiği için öncelikle hangi reaktantın sınır belirleyici olduğunu bulmak gerekiyor. Yani reaktantlardan biri tamamen reaksiyona girerken diğerinin bir kısmı reaksiyona girip bir kısmı artacak.

3 mol Fe 4 mol H₂0 (tepkimeye göre)

4,00 mol Fe x mol H₂0

x = (4 x 4) / 3

x = 5,33 mol H₂O

Bu demektir ki bu reaksiyonun olabilmesi için 5,33 mol H₂O’ ya ihtiyacımız var. Fakat elimizde 5,00 mol H₂O bulunmaktadır.

O zaman bu reaksiyonun sınır reaktantı H₂O. 5 mol H₂O için kaç mol Fe gerektiği bulunmalıdır.

3 mol Fe 4 mol H₂0 (tepkimeye göre)

x mol Fe 5 mol H₂0

x = (5 x 3) / 4

x = 3,75 mol Fe gerekmektedir.

Elimizde 4,00 mol Fe zaten var . Öyleyse eldeki Fe’in 3,75 molü 5,00 mol H₂O reaksiyona girecek ve 0,25 mol Fe reaksiyona girmeden kalacak.

Diğer bir deyişle hesaplamalar yapılırken H₂O temel alınacak

4 mol H₂O reaksiyona girdiğinde 4 mol H₂ oluşuyorsa (reaksiyondan)

5 mol H₂O x mol H₂

x = (5 x 4) / 4

x = 5 mol H₂oluşur.

İbrahim CENGİZ

analitik kimya

Tanım Kimya bilimine bağlı ana bilim dallarından biri.

01. Analitik Kavramı

Kimyasal Tepkimeler

01. Giriş

02. Kimyasal Tepkimelerin Denkleştirilmesi

03. Yükseltgenme – İndirgenme Reaksiyonları

ASİTLER ve BAZLAR

04. Kimyasal Hesaplamalar

Örnek

Tanım
Kimya bilimine bağlı ana bilim dallarından biri.