Sulu çözelti dengeleri
Saf su moleküler bir bileşik olduğu hâlde az da olsa elektriği iletir. Sebebi, su moleküllerinin birbirine proton aktarması: otoiyonizasyon. Bu ünitede o küçük dengeden başlayıp pH skalasına, Brönsted–Lowry tanımına ve bir asidin zayıflığının eşleniğini nasıl kuvvetlendirdiğine gideceğiz.
Saf su moleküler bir bileşik olduğu hâlde az da olsa elektriği iletir. Suyun kendi kendine iyonlaşmasına “suyun otoiyonizasyonu (otoprotolizi)” denir. Tersinir bir tepkimedir.
H₂O(s) + H⁺(suda) ⇌ H₃O⁺(suda)
(hidronyum)
H₂O(s) + H₂O(s) ⇌ H₃O⁺(suda) + OH⁻(suda)
Bir su (H₂O) molekülü ile bir proton (H⁺) birleşirse hidronyum (H₃O⁺) iyonu oluşur.
Ksu = [H₃O⁺][OH⁻] = 1·10⁻¹⁴
Ksu = [H⁺][OH⁻] = 1·10⁻¹⁴
[H⁺] = [OH⁻] = 1·10⁻⁷ M
Suyun iyonlaşması endotermik olduğu için sıcaklık artarsa Ksu değeri de artar.
Sulu çözeltide bulunan H⁺ ve OH⁻ derişimleri çok küçük olduğundan bunlarla işlem yapma zorluğundan kurtulmak için pH ve pOH değerleri kullanılır.
pH = –log[H⁺] · pOH = –log[OH⁻] · pKsu = –logKsu
pKsu = pH + pOH = 14 (25 °C’de)
Hesap için iki kural yeter: log10¹ = 1 ve log10ᵃ = a. Örnek: [H⁺] = 1 M ise (1·10⁰ M) pH = 0; [H⁺] = 3·10⁻⁶ M ise pH = 6 – log3.
Kaydırak pH değerini 0’dan 14’e gezdiriyor. Üstte renkli pH şeridi ve işaretçi var; altta dört sayı birlikte güncelleniyor: pH, pOH, [H⁺] ve [OH⁻]. Dikkat edilecek nokta şurada görünür oluyor: [H⁺] arttıkça [OH⁻] azalıyor — iki çubuk her zaman ters yönde hareket ediyor ve çarpımları hiç değişmiyor, her pH’ta 1·10⁻¹⁴ kalıyor. Sağdaki rozet ASİDİK / NÖTR / BAZİK arasında geçiyor; pH = 7’de iki çubuk tam eşitleniyor.
| 25 °C sıcaklıkta | Asit çözeltileri | Nötr çözeltiler | Baz çözeltileri |
|---|---|---|---|
| İyon karşılaştırması | [H⁺] > [OH⁻] | [H⁺] = [OH⁻] | [OH⁻] > [H⁺] |
| Derişim | [H⁺] > 1·10⁻⁷ M | [H⁺] = [OH⁻] = 1·10⁻⁷ M | [OH⁻] > 1·10⁻⁷ M |
| pH | pH < 7 | pH = 7 · pOH = 7 | pH > 7 |
H⁺ derişimi ile OH⁻ iyonu derişimi birbiriyle ters orantılı değişir. H⁺ derişiminin arttığı çözeltide OH⁻ derişimi azalır.
[H⁺] ↑ [OH⁻] ↓ → pH ↓ pOH ↑
Yani dört büyüklüğün ikisi bir yöne, ikisi öbür yöne gider. Bir tanesini bilirsen diğer üçünü yazabilirsin.
Arrhenius asit–baz tanımı yetersiz kaldığından 1923 yılında daha kapsamlı bir tanıma geçilmiştir. Brönsted–Lowry tanımına göre H⁺ veren maddeler asit, H⁺ alan maddeler bazdır.
| Arrhenius Tanımı | Brönsted–Lowry Tanımı | Lewis Tanımı |
|---|---|---|
| H⁺ veren asit: HCl | H⁺ veren asit: NH₄⁺ | e⁻ çifti veren baz: NH₃ |
| OH⁻ veren baz: NaOH | H⁺ alan baz: NH₃ | e⁻ çifti alan asit: BH₃ |
Çerçeve her satırda genişliyor: Arrhenius suda çözünmeyi şart koşuyor, Brönsted–Lowry iyonları da kapsıyor, Lewis ise hidrojen hiç olmadan asit–baz tanımlayabiliyor.
Düğmeler altı maddeyi geziyor. Canvas her madde için üç tanımı üç ayrı kutu hâlinde çiziyor ve o maddeyi hangi tanımın asit, hangisinin baz saydığını, hangisinin hiç kapsamadığını renkle gösteriyor. Ortadaki animasyon proton ya da elektron çiftinin hangi yöne aktığını canlandırıyor. NaOH’ta üçüncü kutunun ilginç çıktığını göreceksin: Arrhenius bazıdır ama H⁺ almadığı için Brönsted–Lowry bazı değildir.
Alkali metal hidroksitleri (KOH, NaOH) ile toprak alkali hidroksitlerinden Ba(OH)₂ suda tamamen iyonlaştığından kuvvetli bazdır. Ancak H⁺ almadıklarından Brönsted–Lowry bazı değildir.
NaOH → Na⁺ + OH⁻ (proton alıcı olan NaOH değil, ortaya çıkan OH⁻’dir)
Yani “kuvvetli baz” olmakla “Brönsted–Lowry bazı olmak” iki ayrı sorudur. NaOH birincisine evet, ikincisine hayır cevabı verir.
Hem asit hem de baz gibi davranan maddelere “amfoter madde” denir. Suyun kendisi bunun en temiz örneğidir: otoiyonizasyonda bir su molekülü proton verirken diğeri proton alır — aynı maddenin aynı tepkimede hem asit hem baz rolü oynaması.
H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
asit
baz
Aralarında yalnız bir hidrojen farkı olan asit ve bazlara “konjuge (eşlenik) asit–baz çifti” denir. Konjuge asit–baz çiftinde hidrojen sayısı fazla olan tür asittir. Bu tanım ile bileşikler yanında yüklü gruplar da (iyonlar) asit ve baz olarak tanımlanabilmektedir.
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
baz 1 asit 2 asit 1 baz 2
Tepkimede konjuge çiftler numara verilerek gösterilir. Konjuge asit–baz çiftleri: (NH₃ – NH₄⁺) ve (H₂O – OH⁻).
Özetle: “NH₃ zayıf baz olup eşleniği olan NH₄⁺ kuvvetli asittir.”
Sol düğmeler altı tepkimeyi geziyor. Canvas dört türü yan yana diziyor ve bir hidrojenin nereden nereye gittiğini animasyonlu okla çiziyor. Proton veren kutu “asit”, alan kutu “baz” etiketi alıyor; aynı numarayı taşıyan iki kutu alttan kavisli bir bağla birleştiriliyor ve arasına “1 hidrojen farkı” yazılıyor. Her kutunun altında H sayısı ayrıca rakamla duruyor — hangisinin asit olduğu bu rakamdan okunuyor.
(zayıf asitlerin eşlenik bazları)
CN⁻ · F⁻ · NO₂⁻ · CH₃COO⁻ · CO₃²⁻ · PO₄³⁻
(zayıf bazların eşlenik asitleri ile çapı küçük, yükü büyük katyonlar)
Fe³⁺ · Cr³⁺ · Cu²⁺ · Al³⁺ · NH₄⁺
Konjuge çiftlerde asit kuvvetli ise bazı zayıftır. Aynı cümlenin genel hâli: bir asit ne kadar zayıf ise eşlenik bazı o kadar kuvvetlidir; bir baz ne kadar zayıf ise eşlenik asidi o kadar kuvvetlidir.
HCl (çok kuvvetli asit) → Cl⁻ ölçülebilir bir kuvvete sahip değil
HCN (zayıf asit) → CN⁻ ölçülebilir bazlık kuvvetine sahip
HCN + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CN⁻ (denge tepkimesi)
HF · CH₃COOH · HCOOH · H₂CO₃
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
NH₃ · CH₃NH₂
Kaydırak asidin iyonlaşma yüzdesini değiştiriyor. Solda ve sağda aynı sayıda molekülle başlayan iki kap var: solda zayıf asit HA, sağda kuvvetli asit HB. Kaydırağı oynattıkça yalnız sol kap değişiyor; sağ kap her zaman %100 iyonlaşmış duruyor. Kapların altındaki iki satır kritik farkı yazıyor: solda “Ortamda HA var · [H⁺] < [HA]”, sağda “Ortamda HB yok · [H⁺] = [HB]”. Sol kabın oku çift yönlü (⇌), sağınki tek yönlü (→) çiziliyor.
Zayıf monoprotik HA asidi tersinir iyonlaşır.
HA(aq) + H₂O(s) ⇌ H₃O⁺(aq) + A⁻(aq)
denge derişimleri: X X
Ka = [H₃O⁺][A⁻] / [HA] = X² / [Asit] → X² = Ka·[Asit] → X = √(Ka·[Asit])
[H⁺] = X → pH = –logX
Ka asitlik sabitidir; bazlar için karşılığı Kb’dir.
İki kaydırak var: biri Ka değerini, diğeri başlangıç asit derişimini değiştiriyor. Canvas hesabı dört adımda gösteriyor — Ka = X²/[Asit] → X² = Ka·[Asit] → X = √(Ka·[Asit]) → pH = –logX — ve her adımın sayısı canlı güncelleniyor. Sağdaki pH şeridinde işaretçi hareket ediyor. Görülecek şey şu: Ka’yı 100 kat büyütmek pH’ı 1 birim düşürüyor, çünkü kök alınıyor. Aynı şey derişim için de geçerli.
Ama: derişimi bilinmeyen asit ve bazların yalnız pH değerlerine bakılarak kuvvetlilik karşılaştırması yapılmaz. Çok seyreltik bir kuvvetli asit, derişik bir zayıf asitten daha yüksek pH gösterebilir.
| Ölçüt | Zayıf asit (HA) | Kuvvetli asit (HB) |
|---|---|---|
| İyonlaşma | Kısmen iyonlaşır | %100 iyonlaşır |
| Ok | Çift yönlü (⇌) · denge tepkimesi | Tek yönlü (→) · tersinmez |
| Ortamda ne var | H⁺, A⁻, HA — ortamda HA var | H⁺, B⁻ — ortamda HB yok |
| Derişim ilişkisi | [H⁺] < [HA] | [H⁺] = [HB] |
| Denge sabiti | Ka vardır ve verilir | Verilmez |
| Eşlenik bazı | Kuvvetlidir (ölçülebilir bazlık) | Ölçülebilir kuvvete sahip değildir |
Altı kural var; her düğme birini seçiyor. Canvas o kuralın karşılaştırdığı iki maddeyi yan yana koyup kuvvetli olanın çubuğunu uzatıyor, aradaki oku kuvvetli olandan zayıf olana çiziyor ve altına hangi özelliğin değiştiğini yazıyor (periyodik yön · oksijen sayısı · karbon sayısı · eşleniğin kuvveti · grup · fonksiyonel grup). Periyodik kurallarda ayrıca küçük bir periyodik sistem parçası çizilip ilgili yön oklarla işaretleniyor.
Yapısında –COOH grubu içeren bileşikler organik asitlerdir. Yapısında –NH₂ grubu içeren bileşikler organik bazlardır. Organik asitler ve organik bazlar zayıftır.
Bu tek cümle, sınavda gördüğün –COOH’lu ya da –NH₂’li her yapıyı otomatik olarak zayıf kutusuna koymanı sağlar.
Asit ve bazların değerliğinin kuvveti ile bir ilgisi yoktur. H₂CO₃ iki değerliklidir ama zayıf asittir; HCl bir değerliklidir ama kuvvetli asittir. “İki hidrojeni var, o hâlde daha kuvvetlidir” cümlesi yanlıştır.
İkinci tuzak: herhangi bir asit veya baz çözeltisine sabit sıcaklıkta saf su eklendiğinde pH 7 değerine yaklaşır. Yaklaşır — geçmez. Asidin pH’ı 7’yi aşıp bazik olmaz, bazın pH’ı 7’nin altına inip asidik olmaz.
Kaydırak eklenen saf su miktarını artırıyor. Üç çözelti birden çiziliyor: kuvvetli asit (pH 1), zayıf asit (pH 4) ve bir baz (pH 12). Su eklendikçe üç işaretçi de pH = 7 çizgisine doğru yürüyor. Kritik nokta şu: hiçbiri 7’yi geçmiyor — asidik olanlar altından, bazik olan üstünden yaklaşıyor ve orada duruyor. Altta seyreltme oranı ve her çözeltinin yeni pH’ı yazılı.
Limon suyunun içindeki sitrik asit –COOH grubu taşır, yani organik ve zayıf bir asittir. Bu yüzden içebiliyorsun; aynı derişimde HCl olsaydı içilemezdi.
“pH dengeli” yazan şampuanlar 5–6 civarındadır, yani hafif asidik. Saç ve deri yüzeyi de asidik olduğu için pH 7’den uzak durmak istiyorlar.
Sodyum bikarbonat suda bazik davranır. Sirkeyle karıştığında köpürmesi, bir asitle bir bazın karşılaşmasıdır — konjuge çiftlerin mutfaktaki hâli.
Balıkçının damlattığı sıvı bir indikatör: pH’a göre renk değiştiriyor. Balıklar için 6,5–7,5 aralığı gerekiyor, yani nötre çok yakın.
Saf su bile az da olsa elektriği iletir — otoiyonizasyon yüzünden. Çok az iletir, ama sıfır değildir; ıslak elle prize dokunmama uyarısının altında bu yatar.
Mide özsuyu çok asidiktir. Antiasit tabletler baz içerir ve fazla H⁺’yi bağlar; pH yükselir, yanma azalır.
Ekşiliği azaltmak için su eklersin: pH 7’ye yaklaşır. Ne kadar su koyarsan koy bazik olmaz — sadece nötre yaklaşır.
Etikette “asit içerir” yazar. Banyodaki kireci çözen şey, asidin verdiği H⁺ iyonlarıdır; H⁺ veren madde asittir tanımının banyodaki karşılığı.
Kırmızı lahana suyu doğal bir indikatördür: asitte pembe, bazda yeşil-mavi olur. Evde yapılabilen pH skalası deneyi budur.
52 soruluk test · suyun otoiyonizasyonu, Ksu ve pH hesabı, Arrhenius - Brönsted-Lowry - Lewis tanımları, konjuge asit-baz çiftleri, zayıf ve kuvvetli asit-bazlar, Ka ve Kb, asitlik ve bazlık sıralaması
Saf su moleküler bir bileşik olduğu hâlde az da olsa elektriği iletir. Suyun kendi kendine iyonlaşmasına otoiyonizasyon (otoprotoliz) denir, tersinir bir tepkimedir. H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Bir su molekülü bir protonla birleşirse hidronyum (H₃O⁺) oluşur.
1 atm, 25 °C’de Ksu = [H⁺][OH⁻] = 1·10⁻¹⁴ ve [H⁺] = [OH⁻] = 1·10⁻⁷ M. pH = –log[H⁺], pOH = –log[OH⁻], pH + pOH = 14 (25 °C). Suyun iyonlaşması endotermik olduğu için sıcaklık artarsa Ksu artar.
Asit: [H⁺] > [OH⁻], [H⁺] > 1·10⁻⁷ M, pH < 7. Nötr: [H⁺] = [OH⁻] = 1·10⁻⁷ M, pH = pOH = 7. Baz: [OH⁻] > [H⁺], [OH⁻] > 1·10⁻⁷ M, pH > 7. [H⁺] ile [OH⁻] ters orantılı değişir.
Arrhenius: H⁺ veren asit (HCl), OH⁻ veren baz (NaOH). Brönsted–Lowry: H⁺ veren asit (NH₄⁺), H⁺ alan baz (NH₃). Lewis: e⁻ çifti veren baz (NH₃), e⁻ çifti alan asit (BH₃). Arrhenius yetersiz kaldığı için 1923’te daha kapsamlı tanıma geçilmiştir.
Aralarında yalnız bir hidrojen farkı olan asit ve bazlardır. Hidrojen sayısı fazla olan tür asittir. Bu tanımla iyonlar da asit veya baz olabilir. NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ → çiftler (NH₃ – NH₄⁺) ve (H₂O – OH⁻). Kısacası: NH₃ zayıf baz olup eşleniği olan NH₄⁺ kuvvetli asittir.
Baz gibi davranan anyonlar (zayıf asitlerin eşlenik bazları): CN⁻, F⁻, NO₂⁻, CH₃COO⁻, CO₃²⁻, PO₄³⁻. Asit gibi davranan katyonlar (zayıf bazların eşlenik asitleri ile çapı küçük yükü büyük katyonlar): Fe³⁺, Cr³⁺, Cu²⁺, Al³⁺, NH₄⁺.
Konjuge çiftlerde asit kuvvetli ise bazı zayıftır. Bir asit ne kadar zayıfsa eşlenik bazı o kadar kuvvetlidir; aynısı bazlar için de geçerlidir. HCl → H⁺ + Cl⁻ tersinmezdir ve Cl⁻ ölçülebilir bir kuvvete sahip değildir.
Zayıf asit HA ⇌ H⁺ + A⁻: kısmen iyonlaşır, ortamda HA vardır, [H⁺] < [HA]. Kuvvetli asit HB → H⁺ + B⁻: %100 iyonlaşır, ortamda HB yoktur, [H⁺] = [HB]. Zayıf asitler: HCN, HF, HCOOH, CH₃COOH, H₂CO₃. Zayıf bazlar: NH₃, CH₃NH₂.
HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ için Ka = X²/[Asit] → X = √(Ka·[Asit]) ve pH = –logX. Ka ve Kb denge sabitidir, yalnız sıcaklıkla değişir. 25 °C’de Ka·Kb = 1·10⁻¹⁴ = Ksu.
Ka veya Kb değeri verilmiş ise zayıf asit ya da zayıf bazdır. Eşit molar derişimli asit veya bazların aynı sıcaklıktaki Ka ve Kb değerleri ne kadar büyükse o kadar kuvvetlidir. Ama derişimi bilinmeyen asit ve bazların yalnız pH değerlerine bakılarak kuvvetlilik karşılaştırması yapılmaz.
Periyodik cetvelde soldan sağa ve yukarıdan aşağıya hidrojenli bileşiklerin asitlikleri artar (NH₃ < HF, HF < HI). Aynı elementin oksiasitlerinde oksijen sayısı arttıkça asitlik artar (H₂SO₄ > H₂SO₃). Karboksilli asitlerde karbon sayısı arttıkça asitlik azalır (CH₃COOH > C₃H₇COOH).
2A (Be ve Mg hariç) hidroksitleri ile alkali metal hidroksitler kuvvetli bazdır. Hidroksitli bileşiklerin bazlık kuvvetleri grupta yukarıdan aşağıya artar (NaOH < KOH). Alkali metal hidroksitleri ve Ba(OH)₂ suda tamamen iyonlaşır ama H⁺ almadıkları için Brönsted–Lowry bazı değildir.
Yapısında –COOH grubu içeren bileşikler organik asit, –NH₂ grubu içerenler organik bazdır. İkisi de zayıftır. Hem asit hem baz gibi davranan maddelere “amfoter madde” denir — su bunun örneğidir.
Asit ve bazların değerliğinin kuvveti ile bir ilgisi yoktur — H₂CO₃ iki değerlikli ama zayıf, HCl bir değerlikli ama kuvvetli. Herhangi bir asit veya baz çözeltisine sabit sıcaklıkta saf su eklendiğinde pH 7 değerine yaklaşır — yaklaşır, geçmez.