Asit ve Baz Konsantrasyonları

Asitler ve Bazlar

Bir Arrhenius asidi, suda çözündüğünde hidrojen iyonları üretir:

HA + H₂O → H⁺_(sulu) + A^-_(sulu)

Burada, HA ayrışmamış asittir, H⁺ hidrojen katyonudur ve A^- eşlenik baz olarak adlandırılan çözünmüş anyondur. Bir Arrhenius bazı, suda çözündüğünde hidroksit iyonları üretir:

BOH + H₂O → B⁺_(sulu) + OH-_(sulu)

Burada BOH ayrışmamış bazdır, OH^- hidroksit iyonudur ve B⁺ eşlenik asit olarak adlandırılan çözünmüş katyondur. Bir asit bir hidrojen iyonu kaybettiğinde ve bir hidrojen kazanma potansiyeline sahip olduğunda bir eşlenik baz oluşur. Aynı şey, bir baz bir hidroksil grubunu kaybettiğinde oluşan ve onu yeniden kazanma potansiyeline sahip olan bir eşlenik asit için de geçerlidir. Her asidin bir eşlenik bazı vardır ve her bazın bir eşlenik asidi vardır.

Ph

pH, çözeltinin asitlik derecesidir ve bir çözeltideki hidrojen iyonlarının miktarının bir ölçüsüdür. pH ölçeği logaritmiktir ve 0 ile 14 arasında değişir; pH'ı 7'nin altında olan sulu çözeltiler asidik olarak tanımlanır ve pH'ı 7'nin üzerinde olan sulu çözeltiler alkali veya bazik olarak tanımlanır. pH 7'deki çözeltiler nötr olarak kabul edilir.

Bir çözeltinin pH'ı, çözeltideki hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif log bazının onuna eşittir.

Su, hidrojen iyonu ile güçlü bir şekilde etkileşime girer, çünkü güçlü pozitif yükü, çevredeki su moleküllerinin negatif kutbunu çeker. Aslında, o kadar güçlü etkileşime girerler ki, kovalent bir bağ ve_H3O⁺ hidronyum adı verilen katyon. Yukarıdaki denklem bunu yansıtacak şekilde yeniden yazılmıştır.

Basitlik için, pH'ı tartışırken hidronyum iyonları yerine hidrojen iyonlarının konsantrasyonuna atıfta bulunacağız. Bir çözeltinin pH değeri ne kadar düşükse, o kadar fazla hidrojen iyonu bulunur ve buna bağlı olarak çözelti o kadar asidik olur. Örneğin, 1 mM sülfürik asidin pH'ı 2.75 iken, 1 mM hidrokloriğin pH'ı 3.01'dir. Sülfürik asit çözeltisindeki hidrojen iyonlarının konsantrasyonu 1 × ^10-2.75 olarak hesaplanırken, hidroklorik asit çözeltisindeki hidrojen iyonlarının konsantrasyonu 1 × ^10'dur.-3.01. Bu nedenle, sülfürik asitte daha fazla hidrojen iyonu bulunur ve daha asidiktir. Unutmayın, iki çözeltinin pH'ı yarım pH değeri kadar küçük bir oranda değişebilse de, pH ölçeğinin logaritmik doğası nedeniyle, hidrojen miktarı büyük ölçüde değişir.

Asitlerin ve Bazların Mukavemeti

Bir asidin gücü, eşlenik bazın elektronegatifliğinden ve asidik hidrojenin polaritesinden etkilenir. Bu nedenle kuvvet, hidrojen katyonunun (H⁺) anyondan ne kadar kolay ayrıldığını ifade eder. Güçlü asitler ve bazlar sulu çözeltilerde tamamen ayrışırken, zayıf asitler ve bazlar sadece kısmen eşlenik iyonlarına ayrışır.

Ayrışma sabiti, K_a, asit kuvvetini temsil eder. _KA, ayrışmamış asit HA'nın konsantrasyonları ve hidrojen katyonlarının ve eşlenik bazın, A^- konsantrasyonları kullanılarak hesaplanır. Daha yüksek K_a değerleri daha güçlü asitleri temsil ederken, daha küçük K_a değerleri daha zayıf asitleri temsil eder.

K_a sayısal olarak çok küçüktür ve genellikle K_a'nın negatif log tabanı on olan pK_a şeklinde rapor edilir. Daha düşük pK_a değerleri daha güçlü bir aside karşılık gelirken, daha yüksek pK_a değerleri daha zayıf bir aside karşılık gelir.

Bazı asitler yalnızca bir hidrojen iyonunu ayrıştırır ve bu nedenle bir pK değerine sahiptir. Bu asitlere monoprotik denir. Bununla birlikte, bazı asitler birden fazla hidrojen iyonunu ayrıştırabilir ve poliprotik olarak adlandırılır. Bu asitler, her hidrojen iyonu ayrışması için bir pK_a değerine sahiptir.

pK_a, Henderson-Hasselbalch denkleminde gösterildiği gibi, bir asit-baz reaksiyonunun denge pH'ını hesaplamak için de kullanılabilir.

Henderson-Hasselbalch denklemi, eşlenik bazın ve zayıf asidin konsantrasyonları bilindiğinde pH'ı hesaplamak veya pH ve konsantrasyonlar biliniyorsa pK'yı hesaplamak için kullanılır.

Titrasyon

Asit-baz reaksiyonları, titrasyon kullanılarak kantitatif olarak incelenir. Bir titrasyon deneyinde, başka bir çözeltinin konsantrasyonunu belirlemek için standart çözelti adı verilen bilinen bir konsantrasyondaki bir çözelti kullanılır. Asit-baz titrasyonları için, standartlaştırılmış bir baz çözeltisi, konsantrasyonu bilinmeyen bir aside yavaşça eklenir (veya asit baza eklenir). Asit-baz reaksiyonu, bir tuz ve su oluşturan bir nötralizasyon reaksiyonudur. Asitteki hidrojen iyonlarının molleri, bazdan eklenen hidroksil iyonlarının mollerine eşit olduğunda, çözelti nötr pH'a ulaşır.

Bir asit-baz titrasyonu gerçekleştirmek için, standartlaştırılmış baz, bir büret kullanılarak bilinmeyen asidin karıştırma şişesine yavaşça eklenir, bu da hacmin ölçülmesini ve bazın damla damla eklenmesini sağlar. Çözeltinin pH'ı, aside eklenen bir pH indikatörü kullanılarak titrasyon boyunca yakından izlenir. Tipik olarak, fenolftalein, çözelti bazik hale gelene ve açık pembeye dönene kadar renksiz kaldığı için kullanılır.

Titrasyon, hidrojen iyonlarının mollerinin eklenen hidroksil iyonlarının mollerine eşit olduğu eşdeğerlik noktasına yaklaştıkça, pH indikatörü fazla hidroksil iyonu nedeniyle geçici olarak renk değiştirir. Şişe döndürüldüğünde, pH indikatörünün asidik rengi geri döner. Titrasyon tamamlanmıştır ve çok az miktarda hidroksil iyonu indikatörü kalıcı olarak temel rengine değiştirdiğinde son noktasına ulaşmıştır.

Titrasyon eğrisi, bir çözeltinin pH'ı ile eklenen standartlaştırılmış bazın hacminin bir grafiğidir. Eşdeğerlik noktası, eğrinin bükülme noktasında bulunur ve titrasyon eğrisinin ikinci türevi olarak hesaplanır.

Bir asit poliprotik ise, her hidrojen iyonu ayrışması için bir tane olmak üzere birden fazla eşdeğerlik noktasına sahip olacaktır. Monoprotik asitler için eşdeğerlik noktasının yarısındaki veya poliprotik asitler söz konusu olduğunda eşdeğerlik noktaları arasındaki pH, asidin pK_a'sına eşittir.

Başvuru

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Kimya ve Kimyasal Reaktivite. Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Öğrenme.
2. Silberberg, M.S. (2009). Kimya: Maddenin ve Değişimin Moleküler Doğası. Boston, MA: McGraw-Tepesi.
3. Harris, D.C. (2015). Kantitatif Kimyasal Analiz. New York, NY: W.H. Freeman ve Şirketi.

Bir Arrhenius asidi, suda çözündüğünde hidrojen iyonları üreten bir maddedir, bir baz ise hidroksit iyonları üretir. Hidrojen iyonları, hidronyum iyonları oluşturmak için hemen su ile reaksiyona girer, ancak basitlik için, onları hidrojen iyonları olarak düşünmeye devam edeceğiz. Çözeltideki hidrojen iyonlarının veya hidroksit iyonlarının miktarına bağlı olarak asidik veya bazik olarak kabul edilir.

Asitlik veya bazlık miktarını, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif günlüğü olarak hesaplanan pH kullanarak ölçeriz. Bu nedenle, 7'nin altındaki pH değerleri asidiktir ve 7'nin üzerindeki pH değerleri baziktir. pH 7 nötrdür.

Asitler ve bazlar da pH'larından farklı olan kuvvetlerine göre karşılaştırılır. Bir asidin gücü, hidrojen iyonunun eşlenik baz adı verilen anyondan ne kadar kolay ayrıştığı ile ilgilidir. Aynı fikir, hidroksit iyonu ve onun eşlenik asidine atıfta bulunan bir baz için de geçerlidir. Asit ayrışma sabitini veya K_a kullanarak bu kuvvete bir değer atayabiliriz.

K_a, ayrışmamış asit ve ayrışmış hidrojen iyonları ve eşlenik bazın konsantrasyonları kullanılarak tanımlanır. Bu ilişkinin genellikle pK_a olarak temsil edildiğini görebilirsiniz, bu da yalnızca K_a'nin negatif günlüğüdür. pK_a ne kadar küçükse, asit o kadar güçlü olur.

Hidroklorik asit gibi bazı asitler monoprotiktir, yani yalnızca bir hidrojen iyonunu ayrıştırabilirler. Fosforik asit gibi poliprotik asitler birkaç hidrojen iyonunu ayrıştırabilir. Her ayrışmanın kendi pK_a vardır.

Peki, pK_a nasıl belirleyebiliriz? Bunun bir yolu, asit-baz titrasyonu yapmaktır. Titrasyon, konsantrasyonu bilinen bir çözeltinin, aralarındaki reaksiyonu gözlemleyerek konsantrasyonu bilinmeyen bir çözeltiye yavaşça eklenmesiyle gerçekleştirilir. Bu durumda asit, bir tuz ve su oluşturmak için bir nötralizasyon reaksiyonunda baz ile reaksiyona girer.

Bu nedenle, bir asitteki hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu ölçmek istiyorsak, asit nötralize olana kadar bilinen bir hidroksit iyonu konsantrasyonuna sahip güçlü bir baz ile basitçe titre edebiliriz. Bir titrasyonu doğru bir şekilde gerçekleştirmek için bazın standartlaştırılması gerekir - bu, tam hidroksit iyonu konsantrasyonunu bildiğiniz anlamına gelir. Bu her zaman basit değildir.

Örneğin, deneyinizde kullanacağınız NaOH çok higroskopiktir, yani atmosferden suyu emer. Bu, NaOH'ye hem katı hem de çözelti halinde olur. Bu nedenle, bir NaOH çözeltisinin gerçek konsantrasyonu beklediğinizden daha düşük olabilir.

NaOH'nin tam konsantrasyonunu belirlemek için önce bir asit-baz titrasyonu yapmalıyız. Bunu yapmak için, bilinen bir konsantrasyona sahip bir asidi titre etmek için bazı kullanmanız gerekir. Potasyum hidrojen ftalat, KHP, higroskopik olmayan bir asittir, bu nedenle konsantrasyonunu kütlesinden doğru bir şekilde hesaplayabiliriz.

Fenolftalein gibi bir pH indikatörü kullanarak titrasyonun ne zaman tamamlandığını, yani asidin nötralize olduğunu görebiliriz. Fenolftalein, yaklaşık pH 0 ile pH 8 arasında nötr ve renksizdir.

PH arttıkça, iki hidrojen iyonu ayrışır. Bu anyonik form pembe renktedir. Bu nedenle, titrasyona başladığımızda, KHP çözeltisi asidiktir ve fenolftalein renksizdir. NaOH eklediğimizde ve hidrojen iyonları nötralize edildiğinde pH artar.

Bu reaksiyonda, eşit miktarda asit ve baz birbirine karıştırıldığında çözelti nötrdür. Bundan sonra, biraz daha NaOH ilavesi pH'ı bazik hale getirir ve çözelti pembeye döner. Bu, uç nokta olarak adlandırılır. KHP'nin mollerini ve onu nötralize etmek için kullanılan NaOH hacmini bilirsek, bazın tam konsantrasyonunu hesaplayabiliriz.

Standartlaştırılmış bir baza sahip olduğumuzda, pH'ı izlerken asidin bilinen bir konsantrasyonunu standartlaştırılmış bazımızla titre ederek bir asidin pK_a değerini belirleyebiliriz. Eklenen baz hacmine karşı pH grafiğine titrasyon eğrisi denir. Eğri genellikle bir S veya sigmoidal şekli takip eder, burada eğrinin en dik kısmının bükülme noktası bir eşdeğerlik noktasını gösterir.

Burada, hidroksit iyonlarının ve ayrışmış hidrojen iyonlarının molleri eşittir. pK_a gibi, her ayrışmış hidrojen iyonu için bir eşdeğerlik noktası göreceğiz. Bu nedenle, bir monoprotik asidin yalnızca bir eşdeğerlik noktası vardır ve bir triprotik asidin üç eşdeğerlik noktası vardır.

Titrasyonu gerçekleştirdiğimizde, pH indikatörü renksizden pembeye zar zor döndüğünde eşdeğerlik noktasını geçtiğimizi bileceğiz. Buna titrasyon uç noktası denir. Tabanı standartlaştırdığımızda olduğu gibi, bu, çözeltinin az miktarda hidroksit iyonuna sahip olduğu ve bu nedenle biraz bazik olduğu zamandır.

Grafikteki başka bir bükülme noktası, eşdeğerlik noktasının yarısında gerçekleşir. Burada, ayrışmış ve ayrışmamış asitlerin konsantrasyonları eşittir. Dolayısıyla, bu noktadaki pH, pK_a'ye eşittir. Dolayısıyla, bir titrasyon yapar ve eşdeğerlik noktası hacmini belirlersek, bu hacmin yarısında pH olarak pK_a'yi hesaplayabiliriz.

Bu laboratuvarda, önce bazınızı standartlaştıracak ve ardından bir poliprotik asidin iki pK_a'sini belirlemek için bu standartlaştırılmış tabanı kullanarak bir titrasyon gerçekleştireceksiniz.