Ünite 5: Kimyasal Denge

Sulu Çözelti Tepkimeleri

Elektrolit ; sulu çözeltilerde elektrik akımını iletebilen maddelere verilen addır.

İyonik bileşikler için su, çok etkili bir çözücüdür, fakat suyun kendisi tamamen iyonlarına ayrışmadığından yani az sayıda iyon içerdiğinden zayıf elektrolittir.

Çöktürme tepkimelerinde , kuvvetli iki elektrolit karıştırılır ve sonuçta çözünmeyen bir çökelek oluşur.

Nötralleşme tepkimelerinde , bir asit ve baz tepkimeye girerek bir tuz oluşturur.

Yükseltgenme-indirgenme (redoks) tepkimeleri , elektron veya elektronların transferinin söz konusu olduğu tepkimelerdir ve yükseltgenme sayısında bir değişmeyi içerir.

Yükseltgenme ; bir maddenin elektron kaybetmesi olayına denir.

İndirgenme ; bir maddenin elektron kazanması olayına denir.

Kimyasal Denge

Tersinir olan herhangi bir kimyasal tepkimede belli bir zaman sonunda oluşan ürünlerin tepkimeye girerek yeniden tepkenlere dönüşmesi gerçekleşir. Ürünler ile tepkenlerin derişimlerinin sabit kaldığı ana Kimyasal Denge adı verilir

Denge sabiti ; kimyasal dengeyi nicel olarak belirleyen ve kapasite özelliği gösteren büyüklüğe verilen addır. Denge sabiti sadece sıcaklıkla değişir.

Tepkenlerin ve ürünlerin aynı fazda olduğu kimyasal dengelere homojen dengeler, iki veya daha çok faza sahip sistemlerdeki dengelere heterojen dengeler adı verilir.

Gaz fazı tepkimelerinde tepken(lerin) ve ürün(lerin) derişimi kısmi basınçlar cinsinden de ifade edilebilir.

Tepkime Yönünün Belirlenmesi

Belirli bir andaki tepkime karışımının; ürünler yönüne mi yoksa tepkenler yönüne mi kayacağını belirlemek için, Q değeri, denge sabiti K değeri ile karşılaştırılır. Eğer;

• Q > K ise; Ürünlerin derişimleri dengedekilerden daha yüksektir. Bu durumda tepkime ters yönde, tepkenlere doğru ilerleme eğilimindedir.
• Q < K ise; Tepkime ileri doğru ilerler ve ürün(ler) oluşturma eğilimindedir.
• Q=K ise; Karışım dengededir ve her iki yönde de değişim için bir eğilimi yoktur.

Not : Belirli bir tepkimenin denge sabiti bilindiği zaman, denge karışımındaki derişimler başlangıç derişiminden veya derişimlerinden yararlanarak bulunabilir.

Le Chatelier Kuralı

Dengedeki bir sisteme dışarıdan bir etki yapıldığında, sistem bu etkiyi azaltacak yöne kendiliğinden kayar ve yeni bir denge oluşur bu kurala Le Chatelier kuralı denir.

Basınç, hacim ve derişim değişimleri denge sabitini değiştirmez.

Derişim Etkisi

Kimyasal dengedeki maddelerden birinin derişimi arttırılırsa, denge bu maddenin derişimini azaltacak yöne doğru kayar.

Basınç Etkisi

Dengedeki bir sisteme basıncın etkisinde, tepken ve ürün(lerin) mol sayıları karşılaştırılır. Ürünlerin mol sayıları toplamının tepkenlerin mol sayıları toplamından çıkarılması ile bulunan ?n değeri “0” ise, yani sistemde mol sayısı değişimi yoksa, basınç veya hacim değişiminin dengeye bir etkisi yoktur.

Sıcaklık Etkisi

Tepkime sonucunda ortama ısı veriliyorsa (yani tepkime ekzotermik ise) ortama sıcaklık verilirse denge ısının alındığı yöne kayar, eğer denge karışımı soğutulursa bu kez denge ısının açığa çıktığı tarafa kayacaktır.

Tepkime sonucunda ortamdan ısı alınıyorsa (yani tepkime endotermik ise) ortama sıcaklık verilirse denge ısının alındığı yöne kayar, eğer denge karışımı soğutulursa bu kez denge diğer tarafa kayacaktır.

Katalizör Etkisi

Bir kimyasal tepkimenin daha kısa sürede ve daha düşük enerji ile gerçekleşmesini sağlayan maddelere katalizör denir. Katalizörler, tersinir bir tepkimede ileriye doğru ve geriye doğru olan tepkime hızları na eşit oranda etki ettiğinden denge üzerine bir etkisi olmamaktadır.

Asitler-Bazlar

Asitler ve bazlar için bir çok tanım yapılabilir, fakat bunların içinde en yaygın olan üç tanesi Arrhenius, Brønsted-Lowry ve Lewis asit-baz tanımlarıdır.

Arrhenius asit-baz tanımına göre; bir asit sulu çözeltiye hidronyum iyonu (H ₃ O+) veren, bir baz ise sulu çözeltiye hidroksit iyonu (OH–) veren maddedir. Bu tanıma göre, asite örnek olarak hidroklorik asit (HCl) ve baza örnek olarak sodyum hidroksit (NaOH) verilebilir.

Brønsted-Lowry asit-baz tanımına göre ; bir asit, proton veya protonlar verebilen bir madde, bir baz ise proton(lar) alan bir madde olarak tanımlanır. Bu tanıma göre, asite örnek olarak nitrik asit (HNO ₃ ) ve baza örnek olarak su (H ₂ O) verilebilir.

Lewis asit-baz tanımına göre ; bir asit, bir kovalent bağ oluşturmak için bir bazdan elektron çifti alan bir bileşik, bir baz ise ortaklanmamış elektron çifti veren bir bileşik olarak tanımlanır. Bu tanıma göre, asite örnek olarak bor trişorür (BF ₃₎ ve baza örnek olarak amonyak (NH ₃ ) verilebilir.

Konjuge (eşlenik) asit-baz çifti : Asit ve baz arasında proton verilmesi ve alınması ile birbirine dönüşebilen asitbaz çiftlerine verilen addır.

Asit ne kadar kuvvetli ise konjuge bazı o kadar zayıf olur. Benzer şekilde, baz ne kadar kuvvetli ise bu bazın konjuge asidi o kadar zayıftır.

Periyodik çizelgede aynı grupta yer alan elementlerin hidrojenli bileşiklerinde ise asitlik kuvveti, merkez atomun büyüklüğü arttıkça artar (HF < HCl < HBr < HI).

H-O-Z şeklinde gösterilen oksiasitlerin asitlik güçleri, Z nin elektronegatifliğinin artması ile artar (HOCl < HClO ₂ < HClO ₃ < HClO ₄ ).

Sulu Çözeltilerin Dengeleri

Saf suda, su (H2O) molekülleri ile onun iyonlaşmasıyla oluşan H ₃ O ⁺ ve OH– iyonları dengede bulunurlar.

Hem proton vericisi hem de proton alıcısı olarak davranan maddelere amfiprotik maddeler denir. Su molekülü proton alarak baz gibi, proton vererek de asit gibi davranabilir. Su molekülünün başka bir su molekülü ile tepkimesi sonucu hidronyum (H ₃ O+ ) ve hidroksit (OH–) iyonları oluşur (otoprotoliz = otoiyonlaşma).

2H2O(s) ? H3O+(sulu) + OH–(sulu)

[H3O ⁺ ] derişiminin, [OH–] derişimine eşit olduğu sulu çözeltilere nötral çözelti denir. Hidronyum iyonları derişiminin (mol L–1) eksi logaritması pH olarak tanımlanır.

pH = –log[H ₃ O ⁺ ]

Sulu çözeltilerinde tamamen iyonlaşmayan zayıf asitler veya zayıf bazlar zayıf elektrolitler olarak bilinir.

Tampon çözelti : Bir zayıf asit ve tuzunu veya bir zayıf baz ve tuzunu içeren ve asit veya baz eklenmesiyle pH değişimine karşı direnç gösteren sulu çözeltilere verilen addır.

Hidroliz : Bir tuzun katyonunun veya anyonunun ya da her ikisinin su ile tepkimesi olarak adlandırılır.

CH ₃ COO– + H ₂ O ? CH ₃ COOH + OH–

Asit-Baz Titrasyonları

Standart bir baz (veya asit) çözeltisi genellikle, bir asit (veya baz) çözeltisinin derişiminin belirlenmesinde kullanılır ve bunun için yapılan işleme titrasyon adı verilir.

Titrasyon işleminde, standart çözelti olarak adlandırılan derişimi bilinen bir çözelti kullanılır. Titrasyon işleminde kullanılan standart çözelti aynı zamanda titrant olarak da adlandırılır. Derişimi belirlenmek istenen bileşen ise analit olarak tanımlanır. Yapılan bu işleme hacimsel (volumetrik) analiz adı verilir.

Titrasyon işleminde erlene çoğunlukla bir asit-baz indikatörü (belirteç) eklenir. Eklenen standart maddenin, analit miktarına kimyasal olarak eşit olduğu nokta eşdeğerlik noktası , eşdeğerlik noktasında fiziksel bir değişimin gözlendiği nokta ise dönüm noktası olarak tanımlanır.

Çözünürlük ve Çözünürlük Çarpımı

Bir çok tuz suda çok az çözünür. Tuzların suda ne kadar çözündüğü bilinirse, çökelek oluşumu denetlenebilir ve çökme olayından karışımları birbirinden ayırmada yararlanılabilir. Çözünme olayında da doygun tuz çözeltisinde tuz ile çözünmüş iyonları arasında her zaman dinamik bir denge vardır.

PbF ₂ (k) ? Pb ₂ ⁺ (sulu) + 2F–(sulu)

Kçç: Çözünürlük çarpım sabiti’dir.

Çözünürlük dengesine ortamda bulunan iyonlardan birisinin tuzu eklendiğinde Le Chatelier kuralı gereği, denge bozulur ve çözünürlük azalır. Bu duruma ortak iyon etkisi denir.

Çökme Koşulu:

Bir çözeltide çökme, aşırı doymuşluğa ulaşma durumunda gözlenir. iyonlar çarpımı (Q _çç ) bir çözeltide çökme olup olmayacağını anlamaya yarar.

• İyonlar çarpımı (Q _çç ) < K _çç (doymamış çözelti) veya Q _çç = K _çç (dengede) (doymuş çözelti) ise çökme olmaz.
• İyonlar çarpımı (Q _çç ) > K _çç ise (aşırı doymuş çözelti) çökme gerçekleşir.