Asit-Baz Dengesi: Denge Sabitleri ve Temel pH Hesaplamaları

Asit-baz dengesi ve güçlü-zayıf asit/baz ayrımı

Güçlü asit ve bazlar suda pratik olarak tamamen iyonlaşır. Bu nedenle güçlü bir asidin çözeltisinde başlangıç derişimi, oluşan hidronyum iyonu derişimine; güçlü bir bazın çözeltisinde ise hidroksit iyonu derişimine doğrudan karşılık gelir. Hidroklorik asit ve sodyum hidroksit bu davranışa örnektir. Örneğin 0,010 M HCl çözeltisinde [H3O+] yaklaşık 0,010 M, 0,010 M NaOH çözeltisinde [OH-] yaklaşık 0,010 M alınır.

Zayıf asit ve bazlar ise suyla tepkimeye girse de tamamen iyonlaşmaz. Zayıf asit HA için HA + H2O ⇌ H3O+ + A- dengesi kurulur; çözeltide çoğunlukla iyonlaşmamış HA, daha az miktarda H3O+ ve A- bulunur. Zayıf baz B için B + H2O ⇌ BH+ + OH- dengesi geçerlidir ve iyonlaşmamış baz genellikle en yüksek derişimdedir. Denge dinamiktir: ileri ve geri tepkimeler sürer, fakat hızları eşitlendiğinde derişimler sabit görünür.

Aynı derişimdeki güçlü ve zayıf asit çözeltileri bu ayrımı somutlaştırır. 0,100 M güçlü bir asit yaklaşık 0,100 M H3O+ oluşturabilirken, 0,100 M asetik asitte iyonlaşma kısmi olduğundan H3O+ derişimi çok daha düşüktür; örnek olarak pH 3, [H3O+] = 0,001 M anlamına gelir. Bu nedenle pH hesabında güçlü tür için stokiyometrik iyon derişimi, zayıf tür için ise denge sabiti kullanılmalıdır.

Konjuge asit-baz çifti, bir proton alıp verme bakımından yalnızca bir H+ kadar farklı olan iki türdür; HA/A- ve BH+/B buna örnektir. Bir asit ne kadar güçlüyse konjuge bazı genellikle o kadar zayıftır; ayrıntılı kuramsal sınıflandırma için asit-baz kuramları ayrıca incelenebilir.

Ka, Kb, Kw ve pKa-pKb ilişkileri

Ka, zayıf bir asidin suda iyonlaşma eğilimini gösteren asit iyonlaşma sabitidir. HA + H2O ⇌ H3O+ + A- dengesi için suyun derişimi sabit kabul edildiğinde Ka = [H3O+][A-]/[HA] yazılır. Ka büyüdükçe denge daha fazla iyonlaşmış türler yönüne kayar ve asidin gücü artar. Kb ise B + H2O ⇌ BH+ + OH- dengesi için Kb = [BH+][OH-]/[B] biçiminde tanımlanır; Kb büyüdükçe bazın suyla OH- oluşturma eğilimi artar.

Suyun otoiyonizasyonu H2O ⇌ H3O+ + OH- şeklinde gösterilir ve bu denge için Kw = [H3O+][OH-] bağıntısı kullanılır. 25 °C'de Kw = 1,0 × 10^-14 olduğundan, birbirinin konjuge çifti olan HA ve A- için Ka × Kb = Kw ilişkisi geçerlidir. Logaritmik gösterim hesaplamayı kolaylaştırır: pKa = -log Ka, pKb = -log Kb ve 25 °C'de pKa + pKb = 14,00. Küçük pKa güçlü asidi, küçük pKb güçlü bazı ifade eder.

Örneğin bir asidin Ka değeri 1,0 × 10^-5 ise pKa = 5,00 olur. Bu asidin konjuge bazı için Kb = 1,0 × 10^-9 ve pKb = 9,00 bulunur. Böylece kuvvetli asit ile zayıf konjuge baz arasındaki nicel ilişki doğrudan görülür. Denge sabiti, iyonlaşmanın ne kadar ileri gittiğini gösterir; ancak gerçek derişimleri bulmak için başlangıç derişimiyle birlikte denge denklemi çözülmelidir.

Sulu çözeltilerde pH ve pOH hesaplamaları

pH, hidronyum iyonu derişiminin negatif ondalık logaritmasıdır; pOH ise hidroksit iyonu derişiminin negatif ondalık logaritmasıdır. Bu ölçek derişimlerin çok küçük veya çok büyük sayılarla ifade edilmesini kolaylaştırır. 25 °C'de suyun iyon çarpımı nedeniyle pH + pOH = 14,00 bağıntısı kullanılır.

Güçlü asit ve bazlarda önce iyon derişimi belirlenir. Örneğin 0,0010 M HCl tamamen iyonlaştığı için [H3O+] = 1,0 × 10^-3 M ve pH = 3,00 olur. 0,020 M NaOH için [OH-] = 0,020 M'dir; pOH = -log(0,020) yaklaşık 1,70, pH ise 12,30 bulunur. Çok değerlikli güçlü türlerde, verilen derişim ile çözeltiye aktarılan H+ veya OH- miktarı arasındaki stokiyometri ayrıca dikkate alınır.

Saf suda da az miktarda H3O+ ve OH- bulunur; bu olay suyun otoiyonizasyonudur. 25 °C'de nötr suda bu iki iyonun derişimi eşit olduğundan pH ve pOH 7,00'dır.

Zayıf asit veya bazda pH doğrudan başlangıç derişiminden alınmaz; önce denge sonucu oluşan [H3O+] ya da [OH-] bulunur. Örneğin bir zayıf asit için [H3O+] = 1,0 × 10^-3 M bulunmuşsa, çözeltinin pH'ı 3,00'dır; asidin başlangıç derişiminin 0,100 M olması bu sonucu doğrudan değiştirmez, çünkü iyonlaşma kısmi gerçekleşmiştir.

Zayıf asit ve zayıf baz dengelerinde denge derişimlerinin bulunması

Zayıf elektrolit hesaplarında başlangıç derişimi C ve iyonlaşma miktarı x seçilerek denge derişimleri yazılır. Zayıf asit için HA ⇌ H3O+ + A- dengesinde başlangıçta [HA] = C, [H3O+] ve [A-] yaklaşık sıfır kabul edilirse dengede [HA] = C - x, [H3O+] = x ve [A-] = x olur. Böylece Ka = x²/(C - x) denklemi elde edilir. x, C'ye göre çok küçükse C - x yaklaşık C alınır ve x yaklaşık karekök(Ka × C) ile hesaplanır. Sonuç daha sonra yüzde iyonlaşma veya pH bulmak için kullanılır.

Örnek olarak 0,100 M ve Ka = 1,0 × 10^-5 olan tek protonlu zayıf bir asit için x yaklaşık karekök(1,0 × 10^-5 × 0,100) = 1,0 × 10^-3 M olur. Buna göre [H3O+] yaklaşık 1,0 × 10^-3 M, pH yaklaşık 3,00 ve iyonlaşma yüzdesi yaklaşık %1'dir. Yaklaşımın geçerli olup olmadığını kontrol etmek için x/C oranı değerlendirilir; oran küçük değilse ikinci dereceden denklem çözülmelidir.

Zayıf baz için B + H2O ⇌ BH+ + OH- dengesinde benzer biçimde dengede [B] = C - x, [BH+] = x ve [OH-] = x yazılır. Bu kez Kb = x²/(C - x), yaklaşık olarak [OH-] = karekök(Kb × C) bağıntısı kullanılır. Örneğin 0,100 M bir bazın Kb değeri 1,0 × 10^-5 ise [OH-] yaklaşık 1,0 × 10^-3 M ve pOH yaklaşık 3,00 olur; 25 °C'de pH yaklaşık 11,00'dır.

Trimetilamin örneği, zayıf baz çözeltisinde bazın büyük bölümünün iyonlaşmamış kaldığını ve yalnızca bir bölümünün BH+ ile OH- oluşturduğunu gösterir. Aynı nedenle 0,100 M zayıf baz ile 0,100 M NaOH'un pOH değerleri aynı değildir: güçlü baz tamamen iyonlaşırken zayıf baz kısmen tepkimeye girer.

Tampon çözeltiler ve tampon pH'ı

Tampon çözelti, zayıf bir asit ile onun tuzundan gelen konjuge bazın veya zayıf bir baz ile onun konjuge asidinin birlikte bulunduğu çözeltidir. Örneğin asetik asit ve sodyum asetat karışımı bir tampon oluşturur. Tamponun çalışma mekanizması, eklenen küçük miktardaki güçlü asit ya da bazın doğrudan çözeltinin ana zayıf türüyle tüketilmesidir. OH- eklenirse asetik asit onu tüketerek asetata dönüşür; H3O+ eklenirse asetat proton alarak asetik aside dönüşür. Böylece H3O+ veya OH- derişimindeki değişim sınırlanır ve pH yalnızca az miktarda değişir.

Tampon pH'ı, zayıf asit ile konjuge bazın derişim oranıyla yaklaşık olarak hesaplanır: pH = pKa + log([A-]/[HA]). Bu bağıntıda [A-] ve [HA] tampondaki dengeye katılan konjuge baz ve zayıf asit derişimleridir. Eşit miktarda HA ve A- varsa pH yaklaşık pKa'ya eşittir. Örneğin pKa = 4,76 olan bir asetik asit/asetat tamponunda [A-]/[HA] = 10 ise pH = 4,76 + 1,00 = 5,76 olur. Amonyak ve amonyum klorür karışımı da aynı ilkenin zayıf baz-konjuge asit örneğidir. Tampon kapasitesi ve tampon tasarımı, burada yalnızca pH'ı koruma mekanizmasından ayrı bir konudur.

Tuz çözeltilerinde hidroliz ve çözelti karakteri

Tuz hidrolizi, tuzun iyonlarından birinin suyla tepkimeye girerek H3O+ veya OH- oluşturmasıdır. Güçlü asit ile güçlü bazın oluşturduğu tuzlarda iyonlar suyla anlamlı ölçüde tepkimeye girmediği için çözelti yaklaşık nötr kabul edilir. NaCl buna örnektir; Na+ ve Cl- iyonları, güçlü elektrolitlerden geldikleri için pH'ı belirgin biçimde değiştirmez.

Zayıf asitten türeyen konjuge baz ise suyla proton alabilir. Sodyum asetat çözündüğünde asetat iyonu CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH- dengesine girer ve OH- oluşturduğu için çözelti bazik olur. Bu hidroliz eğilimi, asetatın konjuge olduğu asidin Ka değeriyle ilişkilidir; Ka küçüldükçe konjuge bazın Kb değeri büyür.

Zayıf bazdan türeyen konjuge asit de suya proton verebilir. Amonyum klorürde NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+ dengesi kurulur ve çözeltinin asidik karakter kazanmasına yol açar; Cl- ise güçlü bir asitten türediği için belirgin hidroliz göstermez. Bu nedenle tuz çözeltisinin karakterini belirlemek için iyonların hangi asit veya bazdan türediği incelenir: güçlü-güçlü tuz yaklaşık nötr, güçlü asit-zayıf baz tuzu asidik, zayıf asit-güçlü baz tuzu bazik davranır. Çok protonlu sistemlerin ayrıntılı denge basamakları bu temel sınıflandırmanın kapsamı dışındadır.