pH ve pOH Nedir? Derişimden Hesaplama ve İlişkileri

pH tanımı ve hidrojen iyonu derişimi

pH, bir çözeltideki hidrojen iyonu derişiminin negatif ondalık logaritmasıdır. Hidrojen iyonu derişimi arttıkça pH azalır ve çözeltinin asitlik özelliği güçlenir. Buna karşılık H+ derişimi azaldıkça pH yükselir.

Formül: pH = -log[H+]

Buradaki [H+], molar cinsinden hidrojen iyonu derişimini gösterir. Negatif işaret nedeniyle derişim 1’den küçük olduğunda pH pozitif bir değer olur. Örneğin [H+] = 1 x 10^-3 M olan bir çözeltide pH = 3’tür. [H+] = 1 x 10^-5 M olduğunda ise pH = 5 olur. İkinci çözeltide hidrojen iyonu derişimi daha düşük olduğu için bu çözelti daha az asidiktir.

pH ölçeği logaritmik olduğundan pH bir birim değiştiğinde hidrojen iyonu derişimi on kat değişir. Örneğin pH’si 3 olan bir çözeltideki H+ derişimi, pH’si 4 olan çözeltidekinden 10 kat fazladır. Bu nedenle pH değerlerini karşılaştırırken yalnızca sayıların farkına değil, logaritmik ölçeğe de dikkat edilir.

pOH tanımı ve hidroksit iyonu derişimi

pOH, bir çözeltideki hidroksit iyonu derişiminin negatif ondalık logaritmasıdır. Hidroksit iyonu derişimi arttıkça pOH azalır ve çözeltinin bazlık özelliği güçlenir. OH− derişimi azaldıkça pOH yükselir.

Formül: pOH = -log[OH−]

[OH−], molar cinsinden hidroksit iyonu derişimidir. Örneğin [OH−] = 1 x 10^-4 M ise pOH = 4 olur. [OH−] = 1 x 10^-2 M olan başka bir çözeltide pOH = 2’dir. İkinci çözeltide hidroksit iyonu derişimi daha fazla olduğu için bazlık daha belirgindir.

pOH değerindeki bir birimlik değişim, OH− derişiminin on kat değişmesi anlamına gelir. Bu yüzden pOH’si 2 olan bir çözelti, pOH’si 3 olan çözeltiye göre 10 kat daha fazla hidroksit iyonu içerir. pH hidrojen iyonu üzerinden asitliği, pOH ise hidroksit iyonu üzerinden bazlığı ifade eder; ikisi aynı çözeltinin birbirini tamamlayan iki ölçüsüdür.

Asidik, bazik ve nötr çözeltilerin sınıflandırılması

25 °C’de pH = 7 ve pOH = 7 olan çözeltiler nötr kabul edilir. pH değeri 7’den küçük olan çözeltiler asidik, 7’den büyük olanlar baziktir. pOH açısından sınıflandırma ters yöndedir: pOH’si 7’den küçük çözeltiler bazik, 7’den büyük çözeltiler asidiktir. Bunun nedeni, H+ derişimi arttıkça OH− derişiminin azalması ve iki iyonun suyun iyonlaşma dengesiyle birlikte değişmesidir.

Suyun iyonlaşma dengesi ve pH+pOH=14 bağıntısı

Su molekülleri arasında çok küçük ölçekte proton alışverişi gerçekleşebilir. Bir su molekülü H+ verirken başka bir su molekülü bu protonu alır; böylece hidronyum iyonu (H3O+) ve hidroksit iyonu (OH−) oluşur. Basitleştirilmiş gösterimle bu olay, suyun H+ ve OH− iyonları oluşturacak şekilde iyonlaşmasıdır. Saf su çok az iyonlaşır; bu süreçte hidronyum ve hidroksit iyonları oluşur. Bu denge nedeniyle belirli bir sıcaklıkta H+ ve OH− derişimlerinin çarpımı sabittir. 25 °C’de suyun iyonlaşma çarpanı Kw = 1 x 10^-14 olarak alınır:

[H+][OH−] = 1 x 10^-14

Eşitliğin her iki tarafının negatif ondalık logaritması alındığında pH + pOH = 14 bağıntısı elde edilir. Örneğin pH’si 3 olan bir çözeltinin pOH’si 11’dir. Bu bağıntı, pH değeri bilinen bir çözeltinin pOH değerini veya pOH değeri bilinen bir çözeltinin pH değerini bulmayı sağlar.

14 sayısı her sıcaklıkta sabit değildir; çünkü suyun iyonlaşma çarpanı sıcaklığa bağlıdır. Bu nedenle pH+pOH=14 ifadesi özellikle 25 °C koşulu için kullanılmalıdır. 25 °C dışındaki sıcaklıklarda nötr çözeltinin pH değeri de 7 olmak zorunda değildir; nötrlük, H+ ve OH− derişimlerinin eşit olmasıyla belirlenir.

Derişimden pH ve pOH hesaplama

Derişimden pH veya pOH hesaplamak için önce verilen iyonun türü belirlenir. H+ derişimi verilmişse pH = -log[H+] formülü, OH− derişimi verilmişse pOH = -log[OH−] formülü kullanılır. Derişim genellikle 10’un kuvveti biçimindeyse sonuç doğrudan bulunabilir.

Örneğin [H+] = 1 x 10^-3 M verilsin:

pH = -log(1 x 10^-3) = 3

Aynı çözeltinin pOH değeri 25 °C’de şöyle bulunur:

pOH = 14 - pH = 14 - 3 = 11

Başka bir örnekte [OH−] = 1 x 10^-5 M olsun. Önce pOH hesaplanır:

pOH = -log(1 x 10^-5) = 5

Ardından 25 °C koşulunda pH bulunur:

pH = 14 - pOH = 14 - 5 = 9

Derişim 2 x 10^-4 M gibi 1’den farklı bir katsayı içeriyorsa hesaplama pH = -log(2 x 10^-4) şeklinde yazılır. Bu durumda logaritma kuralları kullanılır: log(2 x 10^-4) = log2 + log10^-4. Yaklaşık hesaplamada log2 değeri 0,30 olduğundan pH yaklaşık 3,70 bulunur. Sonucun asidik mi bazik mi olduğunu kontrol etmek için pH’nin 7’ye göre konumu ve derişimin H+ ya da OH− derişimi olması birlikte değerlendirilir.

H+ ve OH− derişimlerini doğrudan birbirine çevirmek gerektiğinde 25 °C’de [H+][OH−] = 1 x 10^-14 bağıntısı da kullanılabilir. Örneğin [H+] = 1 x 10^-3 M ise [OH−] = 1 x 10^-11 M olur; buradan pOH = 11 sonucu elde edilir.

pH ve pOH değerlerini asitlik-bazlık açısından karşılaştırma

pH karşılaştırmasında küçük pH değeri daha fazla H+ ve daha güçlü asidik özellik anlamına gelir. Örneğin pH’si 2 olan çözelti, pH’si 5 olan çözeltiden daha asidiktir; aradaki üç pH birimi fark, H+ derişimlerinin 10^3, yani 1000 kat farklı olması demektir. pOH karşılaştırmasında ise küçük pOH değeri daha fazla OH− ve daha güçlü bazlık anlamına gelir. Bu nedenle pOH’si 3 olan çözelti, pOH’si 6 olan çözeltiden daha baziktir.

Bir çözeltinin pH değeri yükseldikçe bazlık yönündeki eğilim artar; pOH değeri ise buna karşılık azalır. 25 °C’de pH ve pOH toplamı 14 olduğu için bu iki ölçek ters yönde hareket eder. Örneğin pH 4 olan çözelti asidikken pH 10 olan çözelti baziktir; bunların pOH değerleri sırasıyla 10 ve 4’tür. Karşılaştırma yaparken aynı ölçeği kullanmak ve pH ile pOH’yi birbirine karıştırmamak gerekir.

Elektrolit türünün hesaplamaya etkisine kısa giriş

Güçlü elektrolitler suda iyonlarına büyük ölçüde ayrıştığı için iyon derişimi çoğu temel soruda başlangıç derişimiyle ilişkilendirilebilir; zayıf elektrolitler ise yalnızca kısmen iyonlaştığından oluşan H+ veya OH− derişimi doğrudan başlangıç derişimine eşit olmayabilir. İyonik bileşiklerin suda ayrışması ve zayıf asit-bazların daha düşük iyon derişimleri oluşturması bu farkın nedenidir.

Daha ileri hesaplama konularına geçiş

Zayıf asit ve bazlarda denge kullanarak pH hesaplama, tampon çözeltilerde pH hesaplama ve asit-baz titrasyonlarında pH değişimi ayrı hesaplama yaklaşımları gerektirir.