Zayıf Asit-Baz Dengesi

Zayıf Asit ve Bazların Ayrışma Dengeleri

Kuvvetli asit ve bazlar suda %100'e yakın iyonlarına ayrıştıkları için sulu çözeltilerinde bir denge oluşmaz. Çözeltideki iyon derişimleri çözünen madde miktarı üzerinden doğrudan hesaplanabilir.

\(\ce{HNO3(suda) -> H+(suda) + NO3-(suda)}\)
\(NaOH(suda) -> Na+(suda) + OH-(suda)\)

Zayıf asit ve zayıf bazlar ise suda az iyonlaştıklarından iyonlar ile çözünen iyonlaşmamış moleküller arasında bir denge oluşur.

Zayıf bir HA asidinin sudaki iyonlaşma dengesi aşağıdaki gibi olur.

\(\ce{HA(aq) <=> H+(aq) + A-(aq)}\)

Tepkimenin denge bağıntısı aşağıdaki gibi yazılabilir.

\[K_a = \frac{[H^+].[A^-]}{[HA]} \]

Bir asidin denge sabitinden bahsettiğimiz için \(K_a\) asidin iyonlaşma sabiti (asitlik sabiti) dir.

Zayıf baz olan \(NH_3\)'ün sudaki iyonlaşma denklemi aşağıdaki gibidir.

\(\ce{NH3(aq) + H2O(s) <=> NH4+(aq) + OH-(aq)}\)

Bu denge tepkimesinin denge bağıntısı aşağıdaki gibi yazılır.

\[K_b = \frac{[NH_4^+].[OH^-]}{[NH_3]} \]

\(K_b\) bazın iyonlaşma sabiti (bazlık sabiti) dir.

Hidroksit (OH) içeren bazlar iyonik bağlıdır. Bu nedenle sulu çözeltilerindeki denge çözünmüş iyonlar ile dibe çöken çözünmemiş katı arasında oluşur.

Formülü \(M(OH)_n\) olan bazın iyonlaşma denklemine göre,
- \(\ce{M(OH)_n(k) <=> M^{n+}(aq) + nOH-(aq)}\)
Denge bağıntısı ise, \(M(OH)_n\) katı olduğundan denge bağıntısında yer almaz.
- \(K_b = [M^{n+}].[OH^-]^n\)

Bir asit için \(K_a\) değeri ne kadar küçükse asit o kadar zayıftır.
Bir baz için \(K_b\) değeri ne kadar küçükse baz o kadar zayıftır.

İyonlaşma (Ayrışma) Yüzdeleri

Zayıf asit veya bazların suda iyonlaşan miktarı ile suda çözünen toplam miktarı arasındaki orana asit veya bazın ayrışma oranı veya iyonlaşma oranı denir. Maddelerin ayrışma oranlarının 100 ile çarpımı ise ayrışma yüzdesi (iyonlaşma yüzdesi) olarak adlandırılır.

Asitlik sabiti \(1.10^{-7}\) olan bir zayıf asidin (HA) 0,4M lık çözeltisinde iyonlaşma yüzdesinin kaç olduğunu hesaplayalım.

\(\ce{HA(aq) + H2O(s) <=> H3O+(aq) + A-(aq)}\)

Başlangıç: 0,4M HA; 0M H3O; 0M A;
Değişme: -nM HA; +nM H3O; +nM A;
Denge: 0,4-nM HA; nM H3O; nM A;

\[K_c = \frac{[H_3O^+].[A^-]}{[HA]} \quad\to\quad 10^{-7} = \frac{n.n}{0,4-n} \quad \text{(bölendeki -n ihmal edilir.)} \]

\(n = 2.10^{-4}M\)

0,5M lik HA asidinin \(2.10^{-4}\) moları iyonlaşmıştır.

0,4M dan \(2.10^{-4}\)M iyonlaşmışsa,
100M dan 0,05M iyonlaşır.

HA asidinin 0,1 molarlık sulu çözeltisindeki iyonlaşma yüzdesi %0,05 tir.

İyonlaşma Yüzdesinin Değişmesi

İyonlaşma dengesini ürünler yönüne kaydıran etkenler, iyonlaşma yüzdesinin artmasına, girenler yönünde kaydıran etkenler ise iyonlaşma yüzdesinin azalmasına neden olur.

Sıcaklık Değişiminin İyonlaşma Yüzdesine Etkisi

\(\ce{Heat + HA(aq) <=> H+(aq) + A-(aq)}\)

Sıcaklık artırılırsa denge ürünler yönüne kayar ve iyonlaşma yüzdesi artar. Aynı zamanda asitlik sabit \((K_a)\) büyür.

Sıcaklık azaltılırsa denge girenler yönüne kayar ve iyonlaşma yüzdesi azalır. Aynı zamanda asitlik sabiti küçülür.

Derişim Değişiminin İyonlaşma Yüzdesine Etkisi

\(\ce{Heat + HA(aq) <=> H+(aq) + A-(aq)}\)

Yukarıdaki dengenin olduğu kaba sabit sıcaklıkta su eklendiğinde,

Derişimler azalır ve denge ürünler yönüne kayar.
Denge oluşması için HA derişimi bir miktar daha azalırken, H ve A derişimleri bir miktar artar. Ancak tüm derişimler ilk duruma göre azalmıştır (Çünkü su ekledik).
H derişimi azaldığı için pH değeri artar ve asitliği azalır.
Denge ürünler yönüne kaydığı için iyonlaşma yüzdesi artar.
HA asidinin iyonlaşma denge sabiti \((K_a)\) değişmez.

Zayıf asit ya da zayıf bazın sulu çözeltisinde;

Derişim arttıkça iyonlaşma yüzdesi azalır.

Derişim azaldıkça iyonlaşma yüzdesi artar.

Zayıf Asit ve Baz Çözeltilerinde pH ve pOH

Zayıf asit ve zayıf bazların \(K_a\) ve \(K_b\) değerlerinden ya da iyonlaşma yüzdesinden yola çıkarılarak çözeltideki \(H^+\) ya da \(OH^-\) derişimleri bulunur. Bu durumda pH ve pOH değerleri de bilinebilir.

Questions

OH derişimi ne kadar az ise, H derişimi o kadar fazladır. Bu sebeple zayıf bir bazdaki H derişimi daha fazladır.

Denge anında NH3'ün derişimi 0,5 molar değil, \(0,5-5.10^{-5}\) molardır. Fakat çözünen NH3 miktarı 0,00005 gibi çok küçük bir sayı olduğu için ihmal edilir.

Ayrışan H iyonunun derişimini sormuyor! Yüzdeyi soruyor!
1M'de \(4.10^{-3}\) ise 100M'de \(0,4\) dür! Cevap A şıkkı!

Su buharlaştırıldığında derişim artar.
Bunu dengelemek için denklem bir miktar ürünler yönüne kaysa da, yeni denge anında her maddenin derişimi daha büyük olur.
İyonlaşma yüzdesi, yeni dengede HCN'den, H'a kıyasla daha fazla olduğu için azalır.
Asitlik sabiti değişmez.

Çözünürken HA'dan da bir miktar azaldığını unutma. Her ne kadar ihmal edilse de.