Issuu on Google+

ORTAÖĞRETİM 11. SINIF KİMYA 3. ÜNİTE: ÇÖZELTİLERDE DENGE

ÜNİTENİN BÖLÜM BAŞLIKLARI 1. Suyun Otoiyonizasyonu 2. Asitlerin ve Bazların Ayrışma Dengeleri 3. Nötralleşme Reaksiyonları 4. Çözeltilerde Çözünme ve Çökelme Olayları • 5. Kompleks Oluşma–Ayrışma Dengeleri • 6. Titrasyon • • • •

1. SUYUN OTOİYONİZASYONU

SUYUN İYONLAŞMA DENKLEMİ VE ON MİLYONDA BİR ORANINDA İYONLAŞMASININ FAYDALARI H2O(s) ⇌ H+1(suda) + OH–1(suda) • 10 000 000 H2O molekülünden 1 tanesi iyonlarına ayrışır. • Hiç ayrışmasaydı veya daha fazla oranda ayrışsaydı ne olurdu?

• Saf su, çok hassas aletlerle anlaşılabilecek derecede iletkendir. • Elektrik kaçağının olduğu, içi su ile dolu bir çamaşır makinesinde elimizi suyun içine sokarsak, bize zarar vermez, ancak elektrik kaçağını anlayabiliriz. H2O molekülü iyonlarına hiç ayrışmasaydı, elektrik kaçağını hissedemediğimizden tedbir alamayacaktık; su, sigorta görevini yapamadığından bir anda daha büyük zararlar, derecesine göre ortaya çıkacaktı, yaşam son bulacaktı.

• Elektrikli aletin içine su kaçarsa kontak yapar. Bu bir sigortadır ve uyarıdır, tedbirli olmamız ve elektrikli aletin tamirini yapmamız için bir ikazdır; çünkü, tedbirsiz ve ihtiyatsız olarak aletin tamiriyle uğraşılırsa elektrik çarparak öldürür. H2O molekülü iyonlarına hiç ayrışmasaydı, tedbirli olmamız için ikaz meselesi ortadan kalkacaktı.

• H2O molekülü iyonlarına daha fazla ayrışsaydı, sayılamayacak kadar çok arıza ortaya çıkardı. Örneğin; su nötr olmayacaktı, hem asidik hem de bazik özellikte olduğundan dolayı hayatın canlılar için devamı mümkün olmayacaktı. Yine elektrikli aletin içine su kaçtığında, alet kendi kendini durduramayacak, kontak yapamadan, bir anda büyük ve ölümcül patlamalar, yangınlar meydana gelecekti.

SUYUN İYONLAŞMASI (SAF SUDA [H+1] VE [OH–] HESABI) • • • • • • •

H2O(s) + H2O(s) ⇌ H3O+(suda) + OH–(suda) Ksu = [H3O+(suda)] [OH–(suda)] Ksu = 1,008 x 10–14 (25 °C’ta) Denge bağıntısı yazılır. [H+1] = [OH–] olduğuna göre; [H+1] = 10–7 M olur. [OH–] = 10–7 M olur.

SAF SUDA pH VE pOH HESABI • p, power kelimesinin kısaltılmışı olup herhangi bir sayının eksi logaritmasıdır. • pH = –log [H+1] formülünden; • [H+1] = 10–7 M olduğuna göre; • pH = 7 olur. • pOH = –log [OH–] formülünden; • [OH–] = 10–7 M olduğuna göre de; • pOH = 7 olur.

Ksu Ksu, suyun denge sabitidir. 2H2O(s) ⇌ H3O+(suda) + OH–(suda) Bu denklemin denge bağıntısını yazalım: Ksu = [H3O+] [OH–] Ksu = 10–14 olduğuna göre şu iki formülü yazabiliriz: • [H3O+] [OH–] = 10–14 • [H3O+] = 10–14 / [OH–] • [OH–] = 10–14 / [H3O+] • • • • •

pH VE pOH • • • • • • • •

Ksu = 10–14 pKsu = –log [10–14] pKsu = 14 Ksu = [H+] [OH–] –log Ksu = –log [H+] [OH–] –log Ksu = (–log [H+]) + (–log [OH–]) pKsu = pH + pOH pH + pOH = 14

KUVVETLİ ASİT VE KUVVETLİ BAZLARIN İYONLAŞMASI • Kuvvetli asitler ve kuvvetli bazlar suda tam olarak iyonlarına ayrışır. Bu nedenle suda çözünme denklemleri tek yönlü okla ifade edilir. Örneğin; • HCl(g) → H+(suda) + Cl–(suda) • NaOH(k) → Na+(suda) + OH–(suda)

KUVVETLİ ASİTLER • HCl • HNO3 • H2SO4

KUVVETLİ BAZLAR • • • • • •

LiOH NaOH KOH RbOH CsOH FrOH

ÇÖZÜMLÜ pH PROBLEMLERİ

• ÖRNEK: [H+1] = 10–1 M olan çözeltinin pOH’ını bulunuz. • ÇÖZÜM • [H+] [OH–] = 10–14 • [H +] = 10–1 M • [10–1] [OH–] = 10–14 • [OH–] = 10–14 / [10–1] • [OH–] = 10–13 M • pOH = –log [OH–] • [OH–] = 10–13 M olduğuna göre; • pOH = 13 olur.

• ÖRNEK: pOH’ı 5 olan çözeltide H+1 molar derişimi kaçtır? • ÇÖZÜM • pOH = 5 • pH = 9 • [H+1] = 10–9 M

• ÖRNEK: 0,1 M NaOH çözeltisinde pH kaçtır? • ÇÖZÜM • [NaOH] = [OH–] = 0,1 M = 1x 10–1 M • pOH = 1 • pH = 13

• ÖRNEK: 0,05 M H2SO4 çözeltisinin pH’ını bulunuz. • ÇÖZÜM • H2SO4(suda) → 2H+1(suda) + SO4– 2(suda) • [H2SO4] = 0,05 M • [H+1] = 0,1 M = 1x 10–1 M • pH = 1

• ÖRNEK: Deniz suyundan alınan bir numunede OH– iyon derişimi 10–8 M olduğuna göre; deniz suyunun pOH’ını ve pH’ını bulunuz. • ÇÖZÜM: pOH = –log [OH–] • [OH–] = 10–8 M • pOH = 8 • pH = 14 – pOH • pH = 14 – 8 • pH = 6

KUVVETLİ ASİT VEYA KUVVETLİ BAZIN MOLAR DERİŞİMİ < 10–7 M İSE SORU FARKLI ÇÖZÜLÜR • ÖRNEK: 10–9 M HCl çözeltinin pH’ını bulunuz. • YANLIŞ ÇÖZÜM: pH = –log [H+1] formülünden, [H+1] = 10–9 M olduğuna göre; pH = 9 olur.” denilemez.

• DOĞRU ÇÖZÜM: Soruda [H+1] < 10–7 M ise çözüm ortak iyon etkisi düşünülerek çözülebilir; bu çözüm uzun bir yoldur. Sudan gelen [H+1] = 10–7 M’dır. Seyreltik asit çözeltisinden gelen [H+1] = 10–9 M’dır; bu çok küçük bir sayı olduğundan ihmal edilir, hesaplamaya katılmaz. Netice olarak asit çözeltisi, saf su gibi algılanıp çözüm yapılır. Saf suda; [H+1] = 10–7 M olduğuna göre; pH = 7 bulunur.

MATEMATİK BİLGİSİ İLE KİMYA FORMÜLÜNÜN UZLAŞMASI VEYA BİR KİMYA PARADOKSU • 10–8 M HCl çözeltisinin pH’ı 8 değildir. • 10–9 M HCl çözeltisinin pH’ı da 9 değildir. • Asit çözeltisinde sudan gelen H+ derişimi zaten 10–7 M’dır. Bir de ne kadar seyreltik olursa olsun asitten gelen H+ vardır.

• İhmal edilmeden yapılan ince hesap sonucunda pH, 7’den küçük ama 7’ye çok yakın bir rakam çıkar. • Görüldüğü gibi hem matematiksel hem de kimyasal çözüm belli noktalarda yetersiz kalıyor; başka şeylerin de düşünülmesi gerekiyor.

• ÖRNEK: 10–9 M HCl çözeltinin pOH’ını bulunuz. • ÇÖZÜM: [H+1] = 10–9 Bu soru bir önceki soru gibi çözülemez. Saf su gibi kabul edilerek çözüme gidilmelidir. pOH = 7 olur. • ÖRNEK: 10–11 M HCl çözeltisinin pH’ını bulunuz. • ÇÖZÜM: [H+1] = 10–11 • pOH = 7

• ÖRNEK: 10–10 M NaOH çözeltinin pOH’ını bulunuz. • ÇÖZÜM • [OH–] = 10–10 M • pOH = 7

2. ASİTLERİN VE BAZLARIN AYRIŞMA DENGELERİ

SULU ÇÖZELTİLERDE ASİT BAZ TANIMLARI • ARHENİUS ASİT BAZ TANIMI: Suda çözündüklerinde H+ katyonu veren maddeler asit, OH– anyonu veren maddeler baz olarak tanımlanır. • BRONSTED LOWRY ASİT BAZ TANIMI: H+ iyonu (proton) verebilen maddelere asit, H+ iyonu alabilen maddelere de baz denir.

• LEWİS ASİT BAZ TANIMI: Bir elektron çifti alabilen maddeler asit, bir elektron çifti verebilen maddeler baz olarak tanımlanır.

Ksu, Ka, Kb • Ka, asitlik denge sabitidir. • Kb, bazlık denge sabitidir. • Ksu, suyun denge sabitidir.

pKsu, pKa, pKb pKa, asitlik sabitinin eksi logaritmasıdır. pKa = –log Ka pKb, bazlık sabitinin eksi logaritmasıdır. pKb = –log Kb pKsu, suyun denge sabitinin eksi logaritmasıdır. • pKsu = –log Ksu • Ksu = 10–14 • • • • •

• pKsu = –log [10–14] • pKsu = 14 olur. • pKsu = pKa + pKb

ZAYIF ASİTLERİN VE ZAYIF BAZLARIN İYONLAŞMASI • Konjuge asit baz çiftlerinin K’larının çarpımı Ksu’yu verir. • HA(s) + H2O(s) ⇌ H3O+(suda) + A–(suda) • A–(suda) + H2O(s) ⇌ HA(s) + OH–(suda) • Bu iki denklem taraf tarafa toplanırsa aşağıdaki denklemi verir: • 2H2O(s) ⇌ H3O+(suda) + OH–(suda)

• Bu denklemin denge bağıntısını yazalım: • Ksu = [H3O+] [OH–] • Ksu = 10–14 olduğuna göre şu iki formülü yazabiliriz: • [H3O+] [OH–] = 10–14 • [H3O+] = 10–14 / [OH–] • [OH–] = 10–14 / [H3O+] • Konjuge asit baz çiftlerinin K’larının çarpımı Ksu’yu verir. • Ksu = Ka Kb

• Ksu = 10–14 olduğuna göre şu iki formülü yazabiliriz: • Ka = 10–14 / Kb • Kb = 10–14 / Ka

EŞLENİK ASİT-BAZ ÇİFTLERİNDE Ka ve Kb İLİŞKİSİ • Konjuge asit baz çiftlerinin K’larının çarpımı Ksu’yu verir. • Ka Kb = Ksu • Soru: HCOOH’ın Ka değeri 1,8x10-4’tür. HCOOH’ın konjuge bazının Kb değerini bulunuz. • Cevap:10-14/1,8x10-4=5,56x10-11

ZAYIF ASİT VE ZAYIF BAZLARIN İYONLAŞMASI • Zayıf asit ve bazlara şu örnekler verilebilir: HF, HCN, CH3COOH, H2S, H2CO3, H3PO4, NH3, AgOH, Fe(OH)3, Mg(OH)2, Cu(OH)2 • Zayıf asit ve zayıf bazların suda az bir kısmı iyonlarına ayrılırken büyük bir kısmı molekül hâlinde kalır. • İyonlaşma denklemleri çift yönlüdür.

• Örneğin, HCN’nin suda iyonlaşma denklemi; HCN(suda) ⇌ H+(suda) + CN–(suda) şeklindedir.

ZAYIF ASİT VE ZAYIF BAZLARDA DENGE BAĞINTISI • Ka asitlik sabitidir. • Ka (asitlik sabiti) değeri ne kadar büyükse asit o kadar kuvvetli, ne kadar küçükse asit o kadar zayıftır. • Ürünlerin molar derişimlerinin, girenlerin molar derişimlerine oranı Ka asitlik sabitine eşitse sistem dengededir. Kat sayılar üs olarak yazılır. Katı ve sıvılar alınmaz.

HİDROLİZ • Kuvvetli asitlerle zayıf bazların reaksiyonlarından oluşan asidik tuzların katyonu ve kuvvetli bazlarla zayıf asitlerin reaksiyonundan oluşan bazik tuzların anyonu suda hidroliz olur. • Nötr tuzlar, suda hidroliz olmazlar. • Bazik tuzlara KCN, NaF, CH3COONa örnek verilebilir.

• Asidik tuzlara NH4Cl, FeCl3, AlCI3 örnek verilebilir. • Nötr tuzlara KCl, NaNO3, Na2SO4 örnek verilebilir. Nötr tuz çözeltilerinin pH’ı 7’dir.

ASİDİK TUZ ÇÖZELTİLERİNDE pH BULUNMASI • Asidik tuz çözeltilerinin pH bulunurken Kb verilmiştir. • 1,85 M’lık NH4Cl tuzu çözeltisinin (asidik tuz) pH’ı kaçtır? (NH3 için Kb=1,85x10−5) • Kh=Ksu/Kb • Kh=10−14/1,85x10−5 • Kh=5,4x10−10 • NH4Cl → NH4+ + Cl−

• NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+ • Başlangıç: 0,185 M 0 0 • Değişim: -X +X +X • Dengede: (0,185-X) X X • • • • • •

Kh= X2/0,185-X (X ihmal edilir.) 5,4x10−10= X2/0,185 X2=10−10 X=[H+]= 10−5 M pH= 5

BAZİK TUZ ÇÖZELTİLERİNDE pOH BULUNMASI • Bazik tuz çözeltilerinin pOH bulunurken Ka verilmiştir. • 10−2 molar KCN tuzu çözeltisinde [OH−] ve pOH kaçtır? (HCN için Ka=10−10) (KCN, hidroliz olan asidik bir tuzdur.) • Kh=Ksu/Ka • Kh=10−14/10−10 • Kh=10−4

• • • • •

KCN → K+ + CN− CN− + H2O Başlangıç: 10−2 M Değişim: -X Dengede: 10−2-X

• • • •

Kh= X2/10−2-X (X ihmal edilir.) 10−4= X2/10−2 X2=10−6

⇄ HCN + OH− 0 0 +X +X X X

• X=[OH−]= 10−3 M • pOH= 3

TAMPON ÇÖZELTİLER • Birincisi (Asidik tampon): Zayıf bir asit ile bu asidin kuvvetli bir bazla olan –asidin anyonunu içeren– tuzu aynı kapta çözünürse oluşan çözelti asidik tampondur. • İkincisi (Bazik tampon): Zayıf bir baz ve bu bazın kuvvetli bir asitle olan –bazın katyonunu içeren– tuzu aynı kapta çözünürse oluşan çözeltiye bazik tampon çözelti denir.

BAZİK TAMPONLARDA pOH BULUNMASI • 0,54 mol NH3 ve 1 mol NH4Cl’nin çözünmesiyle 1 L tampon çözelti elde ediliyor. [H+] ve pH nedir? (NH3 için Kb=1,85x10−5) • [OH−]=Kb[Baz]/[Tuz] • [OH−]=1,85x10−5x0,54/1 M • [OH−]=10−5 M • pOH=5

ASİDİK TAMPONLARDA pH BULUNMASI • 0,1 mol HCN ve 1 mol NaCN’nin çözünmesiyle 1 L tampon çözelti elde ediliyor. [H+] ve pH nedir? (Ka=10−10) • [H+] =Ka[Asit]/[Tuz] • [H+] = 10−10x0,1/1 M • [H+] = 10−10x10−1 M • [H+] = 10−11 M • pH =11

3. NÖTRALLEŞME REAKSİYONLARI

NÖTRALLEŞME • Asit ve baz çözeltilerinin karıştırılması ile nötrleşme ya tam ya da kısmen olur. • Karışım sonucunda arta kalan madde yoksa % 100 nötralleşme olmuştur. • Karışım sonucunda arta kalan madde varsa kısmen nötralleşme olmuştur.

ASİT VE BAZ ÇÖZELTİLERİNİN KARIŞTIRILMASI SONUCUNDA TAM NÖTRALLEŞME VE pH • Kuvvetli asit ile kuvvetli bazın karıştırılması sonucunda % 100 nötralleşme olduysa pH=7’dir. • Kuvvetli asit ile zayıf bazın karıştırılması sonucunda % 100 nötralleşme olduysa pH, 7’nin altındadır.

• Kuvvetli baz ile zayıf asit % 100 nötralleştiyse pH, 7’nin üstündedir. • Zayıf baz ile zayıf asit % 100 nötralleştiyse pH, 7’nin üstünde de olabilir, altında da olabilir.

ASİT VE BAZ ÇÖZELTİLERİNİN KARIŞTIRILMASI İLE HİDROLİZ İLİŞKİSİ • Asit veya bazdan birisi zayıf, birisi kuvvetliyse ve aynı zamanda % 100 nötralleşme gerçekleştiyse (arta kalan madde yoksa) ortamda yalnız hidroliz olan bir tuz var demektir. Önce bu tuzun molaritesi bulunur, sonra hidroliz denklemi yazılır, [H+1] hidroliz denge bağıntısından hesaplanır.

KARIŞTIRILAN ASİT VE BAZ ÇÖZELTİLERİNDEN BİRİSİ ZAYIFSA VE % 100 NÖTRALLEŞME OLMAMIŞSA BU KARIŞIMLARIN BİR KISMINDA TAMPON ÇÖZELTİ OLUŞUR • Kuvvetli asit ile zayıf bazın karışması sonucu arta kalan zayıf baz veya zayıf asit ile kuvvetli bazın karışması sonucu arta kalan zayıf asit ise oluşan tampondur.

• Önce karışımdaki molar derişimler, sonra tampon çözelti formülünden [H+1] bulunur, son olarak da pH hesaplanır.

KARIŞTIRILAN ASİT VE BAZ ÇÖZELTİLERİNDEN BİRİSİ ZAYIFSA VE % 100 NÖTRALLEŞME OLMAMIŞSA BU KARIŞIMLARIN BİR KISMINDA TAMPON ÇÖZELTİ OLUŞMAZ • Kuvvetli asitle zayıf baz karışınca kuvvetli asit arta kalırsa veya zayıf asitle kuvvetli bazın karışınca kuvvetli baz arta kalırsa, tampon çözelti oluşmaz.

• Böyle karışımlar kuvvetli asit veya kuvvetli baz çözeltisi gibi düşünülür. • Karışımda kuvvetli asit arta kaldıysa önce toplam hacimdeki kuvvetli asit molar derişimi, dolayısıyla H+1 molar derişimi, son olarak da pH bulunur. • Karışımda kuvvetli baz arta kaldıysa önce toplam hacimdeki kuvvetli baz molar derişimi, dolayısıyla OH– molar derişimi, son olarak da pH bulunur.

• Ortamdaki asidik tuzun hidrolizinden gelen H+1 molü veya ortamdaki bazik tuzun hidrolizinden gelen OH– molü hesabına gerek yoktur; ihmal edilir.

HAYATIMIZDAKİ DOĞAL ZAYIF İNORGANİK ASİT • H2CO3 (Karbonik asit ): Doğal maden sodalarında en çok oranda bulunan maddedir.

HAYATIMIZDAKİ YAPAY ZAYIF İNORGANİK ASİTLER • H3PO4 (Fosforik asit): Kolalarda bulunur. • H2CO3 (Karbonik asit): Meşrubatlarda bulunur.

• H3BO3 (Borik asit ): Alerjik göz kaşıntılarında borik asit çözeltisi kullanılır. Borik asit, beyaz toz hâlinde katı bir bileşiktir. Borik asit yapay bir bileşiktir. Kütahya Emet’te bulunan Eti Maden İşletmeleri Genel Müdürlüğüne ait devletin borik asit fabrikasında, yine Emet’te çıkarılan bor cevherinden borik asit elde edilmektedir. Bor, en çok borik asit olarak ihraç edilmektedir. Borik asit, pek çok sektörde yaygın olarak kullanılmaktadır.

HAYATIMIZDAKİ ZAYIF BAZLAR • Ca(OH)2(k): Sönmüş kireçtir. Yalnız kireç denince de sönmüş kireç anlaşılır. • Ca(OH)2(suda): Kireç suyu, kalsiyum hidroksitin doymamış veya doymuş çözeltisidir. CO2 gazının ayıracıdır. • Ca(OH)2(süspansiyon): Badana yapımında kullanılan kireç bulamacıdır. • Mg(OH)2(k) ve Al(OH)3(k): Antiasit mide pastilleridir.

• NH3 (Amonyak): Gübre yapımında kullanılır. Amonyak, çoğu temizlik malzemesinin bileşimine girer. % 25’lik olan derişik amonyak 5–10 misli seyreltildikten sonra doğrudan temizlik maddesi olarak koltuk, döşeme, halı temizliğinde ve kumaş lekelerinin çıkarılmasında kullanılır. Gümüş eşyalar da amonyakla temizlenir. Amonyak, yüksek sıcaklık ve basınçta üretilir. N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 + 22 kcal

MİDE EKŞİMESİNDE KULLANILAN MİDE PASTİLLERİNİN GÖREVİNİN REAKSİYON DENKLEMİYLE GÖSTERİLMESİ Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

MİDE EKŞİMESİNDE KULLANILAN KARBONATIN GÖREVİNİN REAKSİYON DENKLEMİYLE GÖSTERİLMESİ NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

ASİT YAĞMURU SO2 + ½O2 → SO3 SO3 + H2O ⇌ H2SO4 Filtresi olmayan fabrika bacalarından çıkan SO2 gazı; havadaki O2 ile birleşir, SO3 gazı oluşur. SO3 gazı; yağmur yağdığında H2O ile birleşir. Asit yağmuru adıyla bilinen H2SO4 meydana gelir.

HNO3 ENDÜSTRİDE YÜKSEK BASINÇ VE SICAKLIKTA ELDE EDİLİR • Bütün yanma reaksiyonları ekzotermik olduğu hâlde azotun yanması endotermiktir. Endotermik reaksiyonlar, kendiliğinden gerçekleşmez. N2+2,5O2+yüksek sıcaklık ve basınç⇌N2O5

• Azot oksitlerin suyla birleşmesine ait reaksiyon da çift yönlü olup ileri reaksiyonun hızı çok yavaştır. N2O5 + H2O ⇌ 2HNO3

EKZOTERMİK OLDUĞU HÂLDE GERÇEKLEŞMEYEN REAKSİYON (SULARIN ACILAŞMAMASI) • Havada N2 ve H2 bulunduğu ve tepkime ekzotermik olduğu hâlde NH3 oluşmaz. • Oluşsaydı sular acılaşacaktı. • NH3, suları acılaştıran bir maddedir. N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 + 22 kcal NH3 + H2O ⇌ NH4OH

BAZI MADDELERİN pH DEĞERLERİ Madde

pH

Madde

pH

Mide öz suyu

2,0

Patates

5,8

Limon

2,3

Süt

6,5

Sirke

2,8

Saf su

7,0

Greyfurt

3,1

İdrar

7,0

Portakal

3,5

Tükürük

7,1

Kiraz

3,6

Kan

7,4

Domates

4,2

Hücre içi sıvı

7,4

Muz

4,6

Ekmek

5,5

Kaynak suyu Magnesi kalsine

7,4 10,5

VÜCUT SIVILARINDA pH’IN ÖNEMİ • Vücut sıvılarının belli pH değerlerinde olması gerekir. Aksi hâlde çeşitli hastalıklar meydana gelir. • Kanın pH’ı 7’ye düşerse veya 7,8’e çıkarsa insan ölür. • İdrarın pH’ı, alınan besin maddelerine göre değişir. • Tükürüğün pH’ı ağız mukozasının fonksiyonlarını en iyi yapabileceği seviyededir.

• Mide öz suyu pH’ının 2’nin altına düşmesi ülser rahatsızlığındandır; pH’ın artması ise hazımsızlık demektir. • Sıhhatli durumlarda pH belli aralıklarda tutulmaktadır. • Hücre içinde her an asidik ya da bazik özellikte maddeler meydana gelmesine rağmen meydana gelen asitler, bazlarla; bazlar ise asitlerle birleşerek tuzları oluşturur. Böylece hücre içi pH değeri sabit tutulur.

• Hücre zarının seçici geçirgenlik özelliği vardır. Hücrede, hayatın devamı için önemli tedbirler mevcuttur. • pH’ın sabit tutulması için; zardan belli maddelerin hücre içine girmesi, bazen de pH’ı bozan maddelerin hücre dışına atılması gerekmektedir. • Bazı hücrelerde her an 2000 kimyasal reaksiyonun olduğu göz önüne alınırsa pH’ın sabit tutuluşundaki hassasiyet daha iyi anlaşılmış olur.

• pH’ın değişmemesi için hücrenin ihtiyacı olan maddeler hücreye zamanında ve ihtiyaç miktarında girmekte, zararlı maddeler de hücreden atılmaktadır; böylece pH korunmaktadır. • Vücudun ihtiyacı olan moleküller, gerektiğinde hücre içinde de sentezlenebilir. Bu sentez esnasında pH’ın da korunduğu görülmektedir.

• Her bir molekül için hücre zarında özel bir şifre vardır. Böylece hücreye girmek üzere gelen molekülün faydalısı zararlısından ayrılmaktadır. Yeni ortaya çıkan ve yapay olduğundan dolayı da sağlığa zararlı bazı moleküllere karşı da gereksinim duyuldukça yeni şifrelemeler olmaktadır. Bu şifreleme, elbette her zaman olmaz. İnsan, kendi isteğiyle zarara razı olmuş olabilir. Hastalıklarda ve ölümde sebeplerin perde olduğu da unutulmamalıdır.

• Sağlığı bozacak ölçüde pH değişimine neden olan yabancı moleküllere karşı hücre zarı karşı koyar; karşı koyamazsa, hücre ya hastalanır ya da ölür. Ölen hücreler, vücudun dışına bilinen yollarla çıkarılır.

GASTROENTESTİNAL SİSTEM VE pH • Mide ve bağırsak asitliğinin derecesinin ayarlanmasında çok hassas dengeler gözetilir. Bu dengeler bozulursa değişik rahatsızlıklar ortaya çıkar. • Özellikle insanın ruhsal durumunun, mide hareketleri ve mide salgısına etkisi büyüktür. • Gıdalardan yalnız proteinlerin sindiriminin bir kısmı midede olur ve kuvvetli asidik ortamda yürütülür.

• Midede pepsin enzimi ve hidroklorik asit etkisiyle proteinler peptonlara parçalanır. • İnce bağırsakta; yağlar, karbonhidratlar, bir de midede peptona parçalanan proteinler yapı taşına ayrışır. • İnce bağırsaktaki sindirimde ortamın; nötre yakın asidik veya nötre yakın bazik olması gerekir. • Her bir besin maddesinin sindirimi için gereken pH değerleri farklıdır.

• İnce bağırsakta farklı pH değerlerinin ayarlanmasında; ince bağırsak duvarı, pankreas ve safra salgısı görevlidir. • Midenin çıkışında 4–7,2 arasında değişen pH değeri, ince bağırsağın başlangıcında 5,6 ile 7 arasında, ince bağırsağın ortalarında 6,8 ile 7,6 aralığında, ince bağırsağın sonlarında ise 7,2 ile 8,3 arasında olur. • Mide, salgı yaptığında koruyucu mukusun altındaki pH, 7’dir. Mukusun üstündeki pH, 2’dir.

• Kör bağırsakta 5,8–7,6 olarak belirlenen pH derecesi, kalın bağırsakta 6,5–7,8’dir. • Dışkının (gaita) pH’ı 6 ile 7,3 arasında değişir. • Mide ve bağırsakta pH değerlerinin belli aralıklarda olması, hem sindirimin ve emilmenin devamı hem de bağırsak bakterilerinin görevlerini yapabilmeleri için gereklidir. • Mideden yemek borusuna geri kaçan karışımın pH’ı düşük olduğundan reflü hastalığına sebep olur.

• Reflü; yemek borusundaki ağrı, yanma ve iltihaptır.

YAŞAM VE TAMPON ÇÖZELTİLER • Bazı kimyasal deneylerde ortam pH’ının uzun süre sabit kalması istenir. Bu deneylerde tampon çözeltiler kullanılır. • Hücre ancak nötre yakın ortamda fonksiyonlarını yürütür. Hücre içi ve hücre dışı sıvının nötr ortamı kaybetmesi hücre çalışmasını imkânsız hâle getirir. Bu nedenle vücut sıvılarının nötr ortamda tutulması için denetim mekanizmaları kurulmuştur.

• Bunlardan en önemlisi proteinlerdir. Proteinler, tampon görevi yaparak pH değişikliklerine mani olmakla görevlidir. • Denetim mekanizmalarından ikincisi ise mineral maddelerdir. • İyonların bazıları asit, bazıları da baz oluşturma özelliğine sahiptir. Asit oluşturanlar kükürt, fosfor ve klorür iyonları; baz oluşturanlar ise sodyum, potasyum, kalsiyum, magnezyum ve demir iyonlarıdır. Bu iyonları yiyeceklerle alırız.

• Bunlar birbirleriyle birleşerek tuz oluşturup vücut sıvısının nötr ortamda kalmasına yardımcı olurlar. • Asit yağmurundan sonra deniz ve göl sularının pH’ında değişiklik olmaz. pH değişseydi yaşayan canlılar için tehlike söz konusuydu. Deniz ve göldeki tampon sistemler, asit yağmurundan dolayı pH düşmesine engel olur.

pH, KUVVETLİLİK VE ÇOKLUK İLİŞKİSİ • pH’ın kuvvetlilikle ilişkisi yoktur. Kuvvetli asit şayet seyreltik ise pH’ı yüksek olur. HCl kuvvetli asit, CH3COOH ise zayıf asittir. 10 –6 M HCl çözeltisinin pH’ı 6’dır. 0,05 M CH3COOH çözeltisinin pH’ı ise 3’tür. • Kuvvetlilik çok H+olmasına göre değildir. Kendinde mevcut olanın tamamını vermesi ile ilgilidir. • pH ise H+ çokluğuyla ilgilidir.

ASİDİN KUVVETİYLE REAKSİYONA GİRME KABİLİYETİ FARKLIDIR • Çaydanlıktaki kireç, limon suyu ile çözülür. • Limon suyu, zayıf asit olan sitrik asittir. • Kireci kuvvetli asitlerle bile çözemeyiz.

pH 0’DAN KÜÇÜK, pOH DA 14’TEN BÜYÜK OLABİLİR • 1’in logaritması 0’dır. 1’den büyük sayıların eksi logaritması 0’dan küçüktür (eksidir). H+ derişimi 1’den büyük asitlerin pH’ı eksidir. pH + pOH = 14 olduğuna göre pOH da 14’ten büyüktür. • Bu nedenle skalanın ucu açık olmalıdır.

ASİTLİK VE BAZLIK VARDIR, ASİT VE BAZ YOKTUR • Asitlik ve bazlık kimyasal bir özelliktir. • pH’ı 7’den küçük diye her maddeye asit, pH’ı 7’den büyük diye de her maddeye baz denmez. Örneğin; “Sabun bazdır.”, “NH4Cl asittir.” gibi söylemler yanlıştır. Çünkü ikisi de tuzdur. • Bununla beraber asit–baz denince HCl, NH3 vb. sadece bazı maddeler de anlaşılır.

ASİTLER VE BAZLAR BÖLÜMÜNDE KARŞILAŞILAN DİĞER SÖYLEM HATALARI • Bir maddenin baz olması için yapısında (OH)– bulunması gerekmez. Örneğin; NH3(g), (OH)– içermediği hâlde bazdır. • Asit olması için de suya H+ vermesi gerekmez; örneğin, CH3COOH(s), su olmadan da ortama H+ verir.

SOSYAL ALANDA KULLANILAN KİMYA KELİME VE DEYİMLERİ • Bazı hadiseler; sap ile samanın birbirinden nasıl ayrıldığını –bir turnusol kâğıdı gibi– gösteren önemli olaylardır.

4. ÇÖZELTİLERDE ÇÖZÜNME VE ÇÖKELME OLAYLARI

ÇÖZÜNÜRLÜK DENGESİ • Suda az çözünen tuzların sudaki çözünmeleri bir denge olayıdır. Örneğin bir miktar suya yavaş yavaş AgCl tuzu ilave edilirse önce ilave edilen tuz suda çözünür, çözelti doygunluğa ulaştıktan sonra ise tuz çökmeye başlar. Çözelti doygunluğa ulaştıktan sonra kapta yine iyonlaşma vardır.

• Ancak ne kadar tuz iyonlaşıyorsa, o kadar tuz çökmektedir. Yani birim zamanda tuzun iyonlaşma ve çökme miktarı birbirine eşit olacaktır. Bu eşitliğin olduğu durum çözeltide çözünme–çökelme dengesinin kurulmasını ifade eder. Denge durumunda çözeltinin konsantrasyonu değişmez. • Olayın denge denklemi; AgCl(k) ⇌ Ag+(suda) + Cl–(suda) şeklindedir.

• Olayın denge bağıntısı denklemi ise; Kçç = [Ag+] [Cl–] şeklindedir. • AgCl katı olduğu için denge bağıntısına alınmaz. • Buradaki denge sabitine (Kçç) çözünürlük çarpımı denir. • Kçç’deki çç harfleri çözünürlük çarpımı demektir.

ÇÖZÜNÜRLÜK • Belirli sıcaklıkta 1 litre çözeltide çözünebilen maddenin (çözünen maksimum maddenin) mol sayısıdır. Diğer bir ifade ile doygun çözeltinin molar derişimidir. • Çözünme hızı zamanla azalırken, çökme hızı artmaktadır. Çözünme ve çökelme hızlarının eşit olduğu anda denge kurulmuştur.

ÇÖZÜNÜRLÜK ÇARPIMI (Kçç) • Doygun çözeltideki iyonların derişimleri çarpımıdır. • Çözünürlük çarpımı bir denge sabiti olduğundan yalnız sıcaklığa bağlı olarak değişir. • Çözünürlük çarpımı verilen tuzların, çözünürlükleri karşılaştırılabilir.

• Çözünürlük çarpımı verilen bir tuzun molar çözünürlüğü bulunabilir. Suda az çözünen tuzlarda molar çözünürlüğe kısaca çözünürlük denir; başka bir ifadeyle suda az çözünen tuzlarda, çözünürlük denilince molar çözünürlük anlaşılır, doygun çözeltinin molar derişimidir. • Çözünürlüğü verilen tuzun çözünürlük çarpımı hesaplanabilir.

ÇÖZÜNÜRLÜĞE, ORTAK OLMAYAN YABANCI İYON ETKİSİ • Ortak olmayan yabancı iyon etkisiyle çözünürlük artar. • Doymuş bir çözeltinin iyon şiddetini arttırmak için çözeltiye, çökelti ile ortak iyonu olmayan bir anorganik bileşik katılır; ortak olmayan bu yabancı iyonun etkisiyle çökeltinin çözünürlüğü artar.

ÇÖZÜNÜRLÜĞE ORTAK İYON ETKİSİ • Suda az çözünen tuzlar, kendisiyle ortak iyon içeren çözeltilerde saf sudakine göre daha az çözünürler. • Çözeltideki ortak iyonun derişimi ne kadar fazla ise çözünürlük o kadar küçük olur. • Ortak iyon çözünürlüğü azaltır. Çözünürlüğün azalması dengeden kaynaklanır. Tepkime sola kayar; çözünürlük azalır.

• Örnek olarak doymuş AgCl çözeltisine katı NaCl ilave edilirse, Cl– iyonları derişimi artar, denge AgCl’nin çökmesi yönünde kayar, bir miktar AgCl çöker. • Bu durumda AgCl’nin çözünürlüğü saf suya göre azalmış olur.

Fe(OH)3’İN ÇÖZÜNÜRLÜĞÜNÜN BULUNMASI (Kçç = 2x10–39) • Bu sorunun çözümünde Fe(OH)3’in Kçç’si Ksu’dan daha küçük olduğundan dolayı çözümde su ihmal edilemez duruma gelir. • Ksu = 10–14 olduğundan, sudan gelen hidroksil iyonu derişimi; [OH–] = 10–7 M olur. Fe(OH)3’ten gelen [OH–] ihmal edilir; sanki suda Fe(OH)3 yok gibi varsayılır.

• • • • • •

Kçç = [Fe+3] [10–7]3 Kçç = 2x10–39 olarak verilmişti. 2x10–39 = [Fe+3] [10–7]3 [Fe+3] = 2x10–39 / 10–21 [Fe+3] = 2x10–18 Varsayım doğrudur; çünkü, [Fe+3] < [OH–] çıkmıştır. 2x10–18 M, 10–7 M’dan düşüktür.

Fe(OH)3’İN MOLAR ÇÖZÜNÜRLÜĞÜNÜN İKİNCİ YOLDAN BULUNMASI • Bu soru ortak iyon etkisinden de çözülebilir. • Doğrudan doğruya formülden çözülürse yanlış sonuç çıkar.

DOYMUŞLUK, DOYMAMIŞLIK, ÇÖKELME • İki çözelti karıştırıldığında çözeltilerdeki iyonların birleşmesinden oluşan tuzlarla ilgili üç durum söz konusudur. • Bir çözeltideki, iyonların konsantrasyonları çarpımı çözünürlük çarpımından küçük ise çözelti doymamıştır. Doygunluğa ulaşıncaya kadar daha tuz çözebilir.

• İyonların konsantrasyonları çarpımı çözünürlük çarpımına eşit ise çözelti doymuştur. Artık aynı tuzdan daha çözemez. • İyonların konsantrasyonları çarpımı çözünürlük çarpımından büyükse çözelti doygunluk sınırını aşmıştır, dengeye gelinceye kadar çökelme gözlenir.

• Çözünürlük çarpımı (Kçç) ve iyonların konsantrasyonları çarpımı (Q) olmak üzere aşağıdaki şekilde ifade edebiliriz. • Kçç> Q Doymamıştır, çökme olmaz. • Kçç = Q Doymuştur, çökme olmaz. • Kçç < Q Doymuştur, çökme olur.

ÇÖZELTİLERİN KARIŞTIRILMASINDAN SONRAKİ İYON MOLARİTELERİNİN HESAPLANMASI • a) Tepkime yoksa • b) Tepkime varsa

• a) Çözeltilerin karıştırılmasından sonra şayet tepkime olmadıysa, çözeltilerin karıştırılmasından sonraki iyon molaritesi hesaplanması: Bir bileşik; 1A grubu katyonu, NO3– iyonu, NH4+ iyonu, H+ iyonu veya CH3COO– iyonu içeriyorsa böyle maddeler iyi çözünür. Bu iyonları ihtiva eden çözeltiler derişik bile olsalar karıştırıldıklarında şayet nötrleşme olmuyorsa, tepkime yok demektir. Karışımdan sonraki molar derişimler M1V1=M2V2 formülünden hesaplanır.

İki çözelti karıştırıldığında çözünürlüğü düşük olan bir bileşiğin (suda az çözünen bir bileşik, başka bir ifadeyle Kçç’si olan bir bileşik) iyonları bir araya geldiğinde maddenin çözünürlük sınırı aşılmazsa çökme olmaz. Bu durum; çok seyreltik çözeltilerin karıştırılmasıyla mümkündür. İki seçenek olabilir. Birincisi: Kçç > Q ise çözelti doymamıştır. Karışımdan sonraki 4 iyonun molar derişimleri de, yine M1V1=M2V2 formülünden hesaplanır.

İkincisi: Çözeltiler karıştırıldığında Kçç = Q ise doymuş çözelti elde edilmiştir. Doygun çözelti, Kçç’si olan (suda az çözünen) bileşiğin doygun çözeltisidir. Bu bileşiğin iki iyonunun molar derişimi, karekök Kçç vb. formüllerden; diğer iki iyonun molar derişimi ise M1V1=M2V2 formülünden hesaplanır.

• b) Çözeltilerin karıştırılmasından sonra şayet tepkime oluyorsa, bu tepkime genelde aşağıdaki iki tepkimeden birisidir. 1– Nötralleşme tepkimesi (asit + baz) 2– Çökme tepkimesi: İki çözelti karıştırıldığında şayet Kçç’si olan bir bileşik oluşuyorsa ve Kçç < Q ise çözünürlüğü düşük olan bir maddenin iyonları bir araya geldiğinden ve maddenin çözünürlük sınırı aşıldığından çökme olur.

• Burada da iki seçenek olabilir. • Birincisi: Reaksiyonda arta kalan madde olmamıştır. Arta kalan olup olmadığı, denkleşmiş reaksiyon denklemine göre moller bulunarak anlaşılır. Çöken bileşiğin iki iyonunun molar derişimi, karekök Kçç vb. formüllerden; diğer iki iyonun molar derişimi ise M1V1=M2V2 formülünden hesaplanır.

• İkincisi: Reaksiyonda arta kalan madde olmuştur. Çöken bileşiğin iki iyonundan birisinin molar derişimi M=n/V formülünden ihmal işlemi yapılarak bulunur. Diğeri ortak iyon formülünden yine ihmal işlemi de yapılarak bulunur. Diğer iki iyonun molar derişimi ise M1V1=M2V2 formülünden hesaplanır.

ÇÖZELTİLER ARASINDAKİ YER DEĞİŞTİRME TEPKİMESİNDEN HANGİLERİ GERÇEKLEŞİR? • KCl + NaNO3 → Reaksiyon gerçekleşmez. • Gerçekleşen reaksiyonlarda ya ürünlerde suda çözünmeyen madde oluşmuştur, bu maddeye çökelek diyoruz. Veya gaz çıkışı olmuştur. Ya da ürünlerde su meydana gelmiştir.

SEÇİMLİ ÇÖKTÜRME • Çözelti içerisinde bulunan farklı derişimdeki birden fazla iyon, çözünürlüğü az olan tuz oluşturarak başka bir iyonla çöktürülebilir. Bu iyonlardan hangisi doygunluğa daha önce ulaşıyorsa, o iyon önce çökecektir. Doygunluğa ulaşan diğer iyonlarda sırasıyla çökelir. • Bu olayda bir çözelti içerisinde bulunan istenmeyen bir iyon çöktürülerek çözeltiden uzaklaştırılır.

ÇÖZÜNME VE İYONLAŞMA İLİŞKİSİ Çözünme yüzdesini zenginlik, iyonlaşmayı vermek kabul edersek; çözeltileri dört gruba ayırırız: 1. ÇOK ÇÖZÜNEN VE % 100 İYONLAŞAN ÇÖZELTİLER (ZENGİN, TAMAMINI VEREN) NaCl(k) + su → Na+1(suda) + Cl–1(suda)

2. AZ ÇÖZÜNEN VE % 100 İYONLAŞAN ÇÖZELTİLER (FAKİR, TAMAMINI VEREN): Bu grup, çözünürlük dengesi bölümündeki bileşikler olup iyonlaşma denklemleri yanlış olarak çift yönlü okla gösterilir. Bunun nedeni çözünürlük hesaplamalarının denge mantığıyla yapılmasındandır. Aslında suda çok az çözünürler. Çözünmeleri milyonda veya trilyonda birkaç mertebelerindedir. Ca(OH)2(k) + su ⇌ Ca+2(suda) + 2(OH)– 1(suda)

3. HER ORANDA ÇÖZÜNEN VE AZ İYONLAŞAN ÇÖZELTİLER (ZENGİN, AZINI VEREN) CH3COOH(s) ⇌ CH3COO–1(suda)+ H+1(suda) 4. AZ ÇÖZÜNEN VE AZ İYONLAŞAN ÇÖZELTİLER (FAKİR, AZINI VEREN) NH3(g) + H2O(s) ⇌ NH4+1(suda) + OH– 1(suda)

YAŞAMIMIZDAKİ BAZI ÇÖZÜNÜRLÜK DENGE BİLEŞİKLERİ NEREDE BULUNDUĞU FORMÜLÜ DİŞ

CaF2

KEMİK

Ca3(PO4)2

MİDE PASTİLİ

Al(OH)3

AMELİYAT ALETLERİNİN İÇİNE DALDIRILDIĞI MADDE

BaSO4

SÖNMÜŞ KİREÇ

Ca(OH)2

YAŞAMIMIZDAKİ BAZI ÇÖZÜNÜRLÜK DENGE BİLEŞİKLERİNİN İYONLAŞMALARI CaF2(k) ⇌ Ca+2(suda) + 2F –1(suda) Ca3(PO4)2(k) ⇌ 3Ca+2(suda) + 2(PO4)– 3(suda) Al(OH)3(k) ⇌ Al+3(suda) + 3(OH)–1(suda) BaSO4(k) ⇌ Ba+2(suda) + SO4–2(suda)

• BaSO4 (BARYUM SÜLFAT): Ameliyat esnasında kullanılan sargı bezi, pamuk, makas vb. steril ameliyat malzemeleri baryum sülfat çözeltisine batırılmıştır. Ameliyatta vücudun içinde unutulan ameliyat malzemelerini, röntgen çekiminde BaSO4 gösterir. Ayrıca BaSO4 ve hint yağı karışımı; XM solüsyonu adındaki ilaçtır. Röntgen filmi çekiminden az önce hastaya içirilir. İçirilen sıvının mideden bağırsağa kaç dakikada geçtiği BaSO4 ile anlaşılır; geçiş süresine göre hastalığa teşhis konur.

• CaF2(k) dişin yapısını oluşturur. • Ca3(PO4)2(k) kemiğin yapısına girer. • Al(OH)3 antiasit mide pastilidir.

5. KOMPLEKS OLUŞMA– AYRIŞMA DENGELERİ

KOMPLEKS İYON OLUŞUMU SABİTİ (βn) • Kompleks oluşma–ayrışma dengesinde K sabiti, kompleks iyon oluşumu sabiti (βn) ismiyle anılır. K’dan başka beta β (beta) harfiyle de gösterilir. • Cu+2 + Cl– ⇌ [CuCl]+1 K1 = β1 • [CuCl]+1 + Cl– ⇌ CuCl2 K2 = β2 • CuCl2 + Cl– ⇌ [CuCl3]–1 K3 = β3

• [CuCl3]–1 + Cl– ⇌ [CuCl4]–2 K4 = β4 • K1, K2, K3, K4 (β1 , β2 , β3 , β4) aşamalı denge sabiti adını alır. • 4 denklem taraf tarafa toplandığında elde edilen tepkime aşağıdadır. • Toplam tepkime: Cu+2 + 4Cl– ⇌ [CuCl4]–2 • Bu toplam tepkimenin kompleks iyon oluşumu sabiti (βn), ilk 4 tepkimenin aşamalı denge sabitlerinin çarpımına eşittir. • Kn =K1 x K2 x K3 x K4 (βn =β1 x β2 x β3 x β4)

6. TİTRASYON

TİTRİMETRİ • Titrasyon, titrimetri demektir. Titrimetri; volumetrik (hacim ölçümüne dayanan) nicel (kantitatif) analiz metodudur. • Titrimetrik yöntemlerde kullanılan başlıca araçlar büret, mesnet, mesnet kıskacı, mesnet növesi, erlenmayer, balon joje, dereceli silindir, çözelti şişesi ve pipettir. • Titrant büretteki çözeltidir. Titre edilecek madde erlenmayere konulur.

• Titrant, ayarlı çözeltidir. • Eşdeğerlik noktası (ekivalens nokta) ile dönüm noktası karıştırılmamalıdır. • Eşdeğerlik noktası (ekivalens nokta) ile dönüm noktası arasındaki fark titrasyon hatasından kaynaklanır. • Titrasyon hatası yoksa eşdeğerlik noktası (ekivalens nokta) ile dönüm noktası aynıdır. • Titrimetride, titrasyon hatasını önlemek için kör çözelti kullanılır.

• Dönüm noktası titrasyonun bittiği noktadır. Dönüm noktasına titrasyon bitiş noktası da denir. • Eşdeğerlik noktası (ekivalens nokta) ise reaksiyon denklemine göre titrasyonun gerçekten bitmesinin gerektiği noktadır. • İndikatör, titrasyonun bitiş noktasında renk değiştiren fenolftalein, metil oranj, nişasta vb. organik maddelerden hazırlanmış çözeltilerdir.

• Potasyum permanganatla yapılan redoks titrasyonlarında dönüm noktasındaki renk değişikliği, indikatörsüz gözlemlenir. • Büretteki ayarlı çözelti erlenmayerdeki karışıma damla damla ilave edilir ve sürekli çalkalanır. İlave edilen titrantın son bir damlasıyla dönüm noktasında ortamın rengi değişir. Bu anda büretin musluğu kapatılır, sarfiyat okunur. Hesaplamalar yapılır.

AYARLI ÇÖZELTİ HAZIRLANMASI • Ayarlı çözelti, kesin molaritesi bilinen çözeltidir; bir de yaklaşık molariteli çözelti vardır. • Ayarlı çözelti şöyle hazırlanır: Önce genelde 0,1 M’lık çözelti hazırlanır. Hazırlanan 0,1 M’lık bu çözeltiye yaklaşık molariteli çözelti denilir. Primer standart madde kullanılarak yapılan bir titrasyonla faktör bulunur.

• Faktör, kesin molaritenin bulunması için yaklaşık molaritenin çarpılması gereken 1’e yakın bir sayıdır. • Primer standart madde, %100 yalnız kendisini içeren saf bir maddedir ve hava, rutubet, güneş vb. dış şartlardan etkilenmez. • Böylece ayarlı çözelti hazırlanmış olur.

TİTRİMETRİK YÖNTEMLER • 1. Asit–baz titrasyonları (Nötralimetri) • 2. Redoks titrasyonları • a. Potasyum permanganatla yapılan titrasyon (Permanganometri) • b. İyodür ile yapılan titrasyon (İyodimetri) • c. Seryum iyonuyla yapılan titrasyon (Serimetri) • 3. Cu+2 iyonunun EDTA (etilen di amin tetra asetik asit) ile fotometrik titrasyonu

• 4. Çöktürme titrasyonları (Arjantimetri) • 5. Kompleksleştirme titrasyonları (Kompleksometri)

NÖTRALİMETRİ • Asit–baz titrasyonlarına nötralimetri denir. Nötralimetri asidimetri ve alkalimetri olmak üzere iki çeşittir. Asidimetri, büretteki ayarlı asit çözeltisiyle yapılan titrasyondur. Alkalimetri, büretteki ayarlı baz çözeltisiyle yapılan titrasyondur. • Nötralimetrik yöntemde titrant madde kuvvetli asit veya kuvvetli baz olmalıdır. Erlenmayerdeki analizi yapılacak madde ise zayıf asit veya zayıf baz olabilir.

• Uygun indikatörün seçimi önemlidir; aynı titrasyon için birden fazla uygun indikatör olabilir. Ayarlı 0,1 M HCl çözeltisiyle yapılan asidimetrik titrasyonda indikatör olarak hem metil oranj çözeltisi hem de fenolftalein çözeltisi kullanılır. Ayarlı 0,1 M NaOH çözeltisiyle yapılan alkalimetrik titrasyon için de indikatör olarak hem fenolftalein çözeltisi hem de metil oranj çözeltisi kullanılır.


Ortaöğretim 11 sinif kimya 3 ünite; çözeltilerde denge