Etiket Arşivleri: Çözelti

Çözelti / Mix Hazırlama Zenginleştirme ( Spike ) Yapma ( Dr.Özge ÇETİNKAYA AÇAR )

T.C. GIDA TARIM VE HAYVANCILIK BAKANLIĞI ULUSAL GIDA REFERANS LABORATUVARI

EĞİTİM NOTU

ÇÖZELTİ/MİX HAZIRLAMA ZENGİNLEŞTİRME (SPIKE) YAPMA

Hazırlayan:

Dr.Özge ÇETİNKAYA AÇAR

T.C. GIDA TARIM VE HAYVANCILIK BAKANLIĞI
ULUSAL GIDA REFERANS LABORATUVARI
KALINTI/PESTİSİT BİRİMİ
Temmuz 2015

İÇİNDEKİLER
KONSANTRASYON (DERİŞİM) BİRİMLERİ
PESTİSİT STOK VE ÇALIŞMA ÇÖZELTİLERİNİN HAZIRLANMASI
PESTİSİT MİXLERİNİN HAZIRLANMASI
ZENGİNLEŞTİRME (SPİKE) YAPMA VE GERİ KAZANIM ÇALIŞMALARI
KAYNAKLAR

KONSANTRASYON (DERİŞİM) BİRİMLERİ

Yüzde derişim

Bir çözeltinin konsantrasyonu yüzde olarak birkaç şekilde ifade edilir. Karışıklıkları önlemek için kullanılan çözeltinin yüzde konsantrasyonu mutlaka açık olarak belirtilmelidir. Eğer bu bilgi olarak belirtilmemiş ise çözeltinin türünden çıkartılmaya çalışılır. Bu ifadelerin belirtilmesinin ne denli önemli olduğunu en iyi anlatacak örnek; ağırlıkça (w/w) % 50’lik NaOH çözeltisi, 1 litresinde 763 g NaOH içeriyor demektir. Bu da hacimde ağırlıkça yüzde (w/v) olarak % 76.3 demektir.


Kaynak: https://gidalab.tarimorman.gov.tr/gidareferans/Belgeler/B%C3%B6l%C3%BCmler/C%C3%B6zelti-Mix-Hazirlama-Egitim-Notu2015.pdf

Çözelti Hazırlama Deneyi ( YTÜ Çevre Mühendisliği )

ÇÖZELTİ HAZIRLAMA

1. DENEYİN AMACI

Kimyasal analizin temel kavramlarından olan çözeltinin anlamı, hazırlanışı ve kullanılışının öğrenilmesidir.

2. DENEYİN ANLAM VE ÖNEMİ

Bir kimyasal bileşikte veya karışımda bulunan element veya atom gruplarının aranması ve bunların o bileşik veya karışım içinde hangi yüzde oranlarında bulunduğunun saptanması için yapılan işlemlerin toplamına kimyasal analiz adı verilir. Maddi değişmelere bağlı olan olaylar topluluğu kimyasal reaksiyon olarak adlandırılır. İki veya daha çok maddenin çıplak gözle veya optik araçlarla yan yana fark edilememesi ve mekanik yollarla ayrılamaması sonucu oluşturdukları karışıma ise çözelti adı verilir. Anorganik kimyada, eğer ayrıca belirtilmemişse, çözelti denildiği zaman daima sulu (yani çözücüsü su olan) bir çözelti anlaşılır. Maddenin üç fiziksel halinin (katı, sıvı, gaz) birbiriyle belirli oranlarda karıştırılmasıyla çeşitli çözeltiler elde edilir. Yalnız her karışım bir çözelti değildir. Çözeltiden söz edebilmek için sıvının berrak ve tamamen saydam olması gerekir. Çözelti renkli olabilir. Fakat ışığı daima geçirirler, saydamdırlar, süzgeç kâğıdında bir kalıntı bırakmadan kolayca geçerler. Her maddenin bir çözücüde (örneğin, suda) belirli bir çözünme yeteneği vardır. Belirli bir maddenin belirli bir sıvıdaki çözünürlüğü denince, doymuş çözeltinin yüzdesi veya konsantrasyonu anlaşılır. Bir çözelti, çözen ve çözünen olmak üzere en az iki ayrı madde ihtiva eder. Genellikle miktarı fazla olana çözücü, az olana da çözünen denir. Bir çözeltinin hacmi, çözücünün hacmine eşit, ondan az veya fazla olabilir. Fakat, bir çözeltinin ağırlığı çözen ve çözünenin ağırlıklarının toplamına eşittir.

Çözünürlük genellikle 100 gram çözücünün çözebildiği maddenin gram miktarı veya doymuş çözeltinin 100 ml’sinde çözünmüş olarak bulunan maddenin gram miktarı (gr/100 ml) olarak belirtilir. Çözünen madde miktarı az ise çözelti seyreltik çözelti, çok ise konsantre (derişik) çözelti adını alır. Eğer madde çözünürlük sınırına kadar çözünmüş ise, böyle çözeltilere doymuş çözelti denir. Hiçbir maddenin çözünürlüğü kesin olarak sıfır değildir; çözünebilen maddenin konsantrasyonu kimyasal metotlarla ölçülemeyecek kadar az ise bu maddeye çözünmez denir. Maddelerin çözünürlüğü çoğu durumda sıcaklığın artmasıyla artar ve azalmasıyla azalır.

Çözeltinin 100 gramında çözünmüş bulunan madde ağırlığına o çözeltinin yüzdesi (veya ağırlık yüzdesi) denir. Bir çözeltinin konsantrasyonu demek, o çözeltinin belirli bir hacminde çözünmüş maddenin ağırlığı demektir. Ağırlık yüzdesi ile yüzde konsantrasyonu birbirine karıştırılmamalıdır. Bu iki tip çözeltinin aynı hacimlerindeki madde miktarları farklıdır. Ağırlık esasına göre verilen yüzde çözeltilerde ağırlık 100 gram olmasına rağmen, hacim 100 ml’den fazla veya az olabilir. Hacim esasına göre verilen yüzde çözeltilerde ise, bunun tersine, hacim 100 ml olur fakat ağırlık 100 gramdan az veya fazla olabilir. Çözeltilerde meydana gelen reaksiyonlar kütlelerin etkimesi kanunu (denge durumunda, bir kimyasal reaksiyon sonucu oluşan maddelerin konsantrasyonlarının çarpımının reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonları çarpımına oranı belirli bir sıcaklıkta sabittir) ile belirlidir.

Bu reaksiyonlar arasında basit çökme, çözünme, redoks, redoksla birlikte çökme, hidroliz ve kompleks oluşması olaylarını sayabiliriz. Çözeltiler çok derişik olmamak şartıyla konsantrasyonları yoğunluklarıyla ters orantılıdır. Yoğunluk sıcaklığa bağlı olduğundan bir çözeltinin t1 ve t2 sıcaklıklarındaki konsantrasyon ve yoğunlukları arasında,

C1 . d1 = C2 . d2

bağıntısı vardır.

DENEY 1) 500 ml 0.1 N’lik NaOH çözeltisinin hazırlanması:

DENEY 2) 0.1 N NaOH çözeltisinden 200 ml 0.004 N’lik NaOH çözeltisinin hazırlanması:

DENEY 3) 1000 ml 0.2 N’lik H2SO4 çözeltisinin hazırlanması:

DENEY 4) 500 ml 0.02 N’lik H2SO4 çözeltisinin hazırlanması:

DENEY 5) 500 ml % 2’lik NaCl çözeltisi hazırlanması:

DENEY 6) 100 ml (1+1)’lik H2SO4 çözeltisinin hazırlanması:

Çözeltiler ve Konsantrasyon Kavramları ( Dr. Fatih GÜLTEKİN )

Çözeltiler ve Konsantrasyon Kavramları Dr. Fatih Gültekin SDÜ Tıp Fakültesi, Biyokimya AD fatih@sdu.edu.tr

Terimler: Çözünen, çözücü, çözelti, süspansiyon, emülsiyon, homojen çözeltiler, çözünürlük, konsantrasyon, doymuş çözelti, vb.

Çözelti çeşitleri n Yüzde çözeltiler n Molar çözeltiler n Normal çözeltiler n Osmolar çözeltiler n Molal çözeltiler n Formal çözeltiler

Yüzde (%) Çözeltiler n Katı Maddelerin % çözeltileri gr/100 ml çözelti (k/v) (kütle/hacim) (w/v)* gr/100 gr çözelti (k/k) (kütle/kütle) (w/w) n Sıvı Maddelerin % çözeltileri ml/100 ml çözelti (hacim/hacim) (v/v)* *: Birim belirtilmezse bunlar kabul edilir.

Örnekler: %10 luk 100 ml CuSO4 çözeltisi hazırlayınız. %40 lık 100 ml etanol çözeltisi hazırlayınız.  %3 lük (w/w) 500 gr NaCl çözeltisi hazırlayınız.

Genel hesaplama mantığı: Önce 1 litre hacminde ve 1M (veya 1 N veya 1 O) çözelti hazırlanması için gerekli madde miktarı bulunur. n Daha sonra istenen konsantrasyon ve hacim için gereken hesap yapılır. n Bir miktar çözücü içinde çözünür. n Distile suyla son hacime tamamlanır.

Molar (M) Çözeltiler n Çözeltideki çözünmüş maddenin miktarı mol/L olarak ifade edilir. n 3 M (molar) Glukoz çözeltisi = 3 mol/L = 3×180 = 540 gr/L n Örnekler: n 0,1 M 100 ml Glukoz çözeltisi hazırlayınız. (MA: 180 gr). n 20 mM 150 ml Glukoz çözeltisi hazırlayınız (MA: 180 gr).

Sıvı maddeden molar çözelti hazırlama: n 1 M ve 1 L çözelti için alınması gereken sıvı madde miktarı = Molekül ağırlığı (Yoğunluk x %Konsantrasyon) n Örnek: n 0,2 M 100 ml H SO çözeltisi hazırlayınız 2 4 (MA: 98 gr, % konsantrasyon: %98, dansite: 1,84)

Normal (N) Çözeltiler n Çözeltideki çözünmüş maddenin miktarı Eq/L olarak ifade edilir. n Ekivalan ağırlık = Molekül ağırlığı Tesir değerliliği (valans) n 1 N (normal) NaOH = 1 Eq/L = 40/1 = 40 gr/L

Asitlerin tesir değerliliği: Yer değiştirebilen H atomu sayısı. H SO : 2 2 4 n Bazların tesir değerliliği: Yer değiştirebilen OH grubu sayısı. NaOH : 1 Al(OH)3 : 3 Ca(OH)2 : 2

Tuzların tesir değerliliği: Moleküldeki (+) veya (-) yük sayısı. Na 1+SO 2- : 2 2 4 Ca 2+(PO ) 3- : 6 3 4 2 Na 1+(PO )3- : 3 3 4 Ca2+Cl 1- : 2 2 AlCl : 3 3 CaSO : 2 4

n Örnekler: n 0,5 N 100 ml NaOH çözeltisi hazırlayınız (MA: 40 gr). n 3 N 500 ml AlCl3 çözeltisi hazırlayınız (MA: 130 gr).

Sıvı maddeden normal çözelti hazırlama n 1 N ve 1 L çözelti için alınması gereken sıvı madde miktarı = Molekül ağırlığı (Valans x Yoğunluk x %Konsantrasyon) n Örnek: n 2 N 500 ml H SO çözeltisi hazırlayınız 2 4 (MA: 98 gr, konsantrasyon: %50, dansite: 2)

Osmolar (O) çözeltiler n Çözeltideki çözünmüş maddenin miktarı Osmol/L olarak ifade edilir. n Osmol ağırlık = Molekül ağırlığı / Partikül sayısı n Partikül sayıları: HCl : 2 BaCl : 3 2 H PO : 4 3 4 C H O (Glukoz) : 1 6 12 6

Örnek: n 1 Osmolar 100 ml NaCl çözeltisi hazırlayınız (MA:58,5). n 0,5 Osmolar 500 ml Glukoz çözeltisi hazırlayınız (MA: 180)

İzotonik çözelti: Osmolaritesi kanın osmolaritesine eşit n Hipertonik çözelti: Osmolaritesi kanın osmolaritesinden büyük n Hipotonik çözelti: Osmolaritesi kanın osmolaritesinden küçük n Kanın osmolaritesi: 0,3 osmolar (0,3 osmol/L)

Örnek: 1 litre izotonik NaCl çözeltisi hazırlayınız (NaCl: 58,5 gr). İzotonik NaCl çözeltisinden %2lik 500 ml NaCl çözeltisi hazırlayınız (MA: 58,5).

Diğer çözelti türleri n Molal (m) çözeltiler n Çözeltideki çözünmüş maddenin miktarı mol/kg çözücü olarak ifade edilir. n Formal (F) çözeltiler n Çözeltideki çözünmüş maddenin miktarı F/L olarak ifade edilir. Hesabı molar çözeltilerle aynıdır.

Dilüsyonlar (Seyreltmeler) Dilüsyon oranı: numune hacmi (numune hacmi + seyreltici hacmi) Örnek: 5 ml serumun 15 ml izotonik NaCl ile seyreltilmesinde seyreltme miktarı kaçtır? Bir kan örneği izotonik NaCl çözeltisi kullanılarak 5 kat (1/5 oranında) son hacmi 10 ml olacak şekilde nasıl seyreltilir?

Yüksek konsantrasyonlu çözeltiden düşük konsantrasyonlu bir çözelti hazırlanması n V1 x C1 = V2 x C2 V1: Verilen çözeltinin hacmi C1: Verilen çözeltinin konsantrasyonu V2: İstenilen çözeltinin hacmi C2: İstenilen çözeltinin konsantrasyonu

Örnek: n 3 M Glukoz çözeltisinden 2 M 100 ml Glukoz çözeltisi hazırlayınız. n 0,2 M H SO den 50 ml 0,1 N H SO çözeltsi 2 4 2 4 hazırlayınız.

Bir konsantre ve bir seyreltik çözeltiden orta dilüsyonda bir çözelti hazırlama n % 96 ve %40 lık çözeltiden % 62 lik çözelti hazırlama: %96 62-40=22 ml %96 lıktan al %62 %40 96-62=34 ml %40 lıktan al Bunları karıştır. 56 ml %62 lik çözelti hazırlanmış olur.

Molekülünde su taşıyan katı maddelerden çözelti hazırlama n Bu tip maddelerden çözelti hazırlanırken bu maddelerin molekül ağırlığı içerdikleri su miktarı da dikkate alınarak hesaplanır. Örnek: n CuSO .5H O nun molekül ağırlığı: 160 + (5 x 4 2 18) = 250 gr alınır. 250 gr 5 sulu CuSO4 içinde 160 gr CuSO4 vardır.

CuSO4.5H2O dan 50 ml 0,1 M CuSO4 çözeltisi hazırlayınız (CuSO4: 160 gr. H O: 18 2 gr). n CuSO4.5H2O dan 50 ml %10luk CuSO4 çözeltisi hazırlayınız (CuSO4: 160 gr. H O: 18 2 gr).

PPM (Parts per million – Milyonda bir) n PPM birimi çok düşük konsantrasyonlu çözeltilerde kullanılır. n 1ppm = 1 g çözünen / 1000 000 g çözelti n 1 ml su = 1 gr dır. n PPM birimi kullanılan çözeltilerin konsantrasyonları çok düşük olduğundan 1 ml çözelti ≈ 1 g kabul edilir.

Böylece, genel anlamda, n 1ppm = 1 g/1000 000 g çözelti = 1 g/1000 000 ml çözelti= 1 mg/1000 ml çözelti 1ppm= 1 mg /L Örnek: n 20 ppm Na bulunduran bir çözelti % kaçlıktır? 20 ppm = 20 mg / L = 2 mg/100 ml = 0.002 g/100 ml = % 0.002

Kısaltmalar: n n: nano (10-9) nM: nanomolar n μ: mikro (10-6) μM: mikromolar n m: mili (10-3) mM: milimolar n d: desi (10-1) dL: desilitre 0,025 ml : ……… μl 250 ml : ……… L 150 ng : ………. mg 200 μl : ……… ml

Dönüştürmeler n N = M x Tesir değerliliği n O = M x Partikül sayısı n 1 M, H SO = 1 mol/L = 98 gr/L (1 mol/L) 2 4 n 1 N, H SO = 1 Eq/L = 98/Tesir değerliliği = 2 4 98/2 = 49 gr/L (1 Eq/L) n 1 O, H SO = 1 osmol/L = 98/Partikül sayısı = 2 4 98/3 = 32,6 gr/L (1 osmol/L)

Örnek: n 5 M H SO kaç normal’dir? 2 4 N = M x Tesir değerliliği = 5 x 2 = 10 N n 12 N H PO kaç molar’dır? 3 4 M = N/Tesir değerliliği = 12/3 = 4 M

0,4 M NaOH’i % w/v olarak ifade ediniz (MA: 40 gr). n 250 mg/dL olarak rapor edilen sodyum konsantrasyonun mEq/L cinsinden konsantrasyonu kaçtır? (MA: 23)

10 mg/dL olarak rapor edilen kalsiyum konsantrasyonun mmol/L cinsinden konsantrasyonu kaçtır? (MA: 40) n Serum sodyum konsantrasyonu 322 mg/100 ml ise bu miktarın mEq/L cinsinden değeri nedir (MA: 23) (TUS, Eylül 87).

0.1 N NaOH içeren 200 ml %10’luk glikoz çözeltisi hazırlayınız. (NaOH: 40 gr, Glikoz:180 gr) n 2 N NaOH içeren 0.1 M 200 ml glikoz çözeltisi hazırlayınız. (NaOH: 40 gr, Glikoz:180 gr)

Sulu Çözelti Tepkimeleri ( Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK )

4.1. Sulu Çözeltilerin Genel Özellikleri 4.2. Çökme Tepkimeleri 4.3. Asit-Baz Tepkimeleri 4.4. Yükseltgenme ve İndirgenme Tepkimeleri 4.5. Çözelti Derişimleri 4.6. Çözelti Stokiyometrisi

4.1. SULU ÇÖZELTİLERİN GENEL ÖZELLİKLERİ Çözelti iki veya daha fazla maddenin homojen bir karışımıdır. Çözeltide az miktarda bulunan türe çözünen, fazla miktarda bulunan türe ise çözücü adı verilir. Bir çözelti gaz (hava gibi), katı (alaşım gibi) veya sıvı (deniz suyu gibi) olabilir. Elektrolit ve Elektrolit Olmayanlar Suda çözünen tüm maddeler elektrolit ve elektrolit olmayanlar diye iki sınıfa ayrılırlar. Elektrolit suda çözündüğünde çözeltisi elektrik akımını ileten maddedir. Elektrolit olmayan maddeler suda çözündüğünde elektrik akımını iletmezler.

a) Elektrolit olmayan bir çözelti b) Zayıf elektrolit bir çözelti c) Kuvvetli elektrolit bir çözelti

Ayrışma deyince çözünen maddenin katyon ve anyonlarına iyonlaştığı anlaşılır. Buna göre, sodyum klorürün çözünmesini aşağıdaki gibi gösterebiliriz.

Sodyum klorür gibi iyonik bir bileşik suda çözündüğünde katıda bulunan üç boyutlu iyon örgüsü bozulur ve Na+ ile Cl- iyonları birbirinden ayrılır. Çözeltideki her bir Na+ iyonu, negatif uçlarını katyona doğru yönlendiren birçok – su molekülü tarafından kuşatılır. Benzer şekilde, Cl iyonları pozitif uçlarını anyona yönlendiren su molekülleriyle sarılırlar. Bir iyonun belirli bir yönlenmeyle su molekülleri tarafından kuşatılmasına hidratlaşma denir. Hidratlaşma çözeltideki iyonların kararlı olmasını sağlar ve katyonlarla anyonların birleşmesini engeller.

Asitler ve bazlar da elektrolittirler. Hidroklorik asit (HCl) ve Nitrik asit (HNO ) gibi bazı asitler kuvvetli elektrolittirler. Bu asitler suda tamamen 3 iyonlaşırlar. DiDiğğerer taraftantaraftan sirkedesirkede bulunanbulunan asatikasatik asitasit gibigibi asitlerasitler çokçok dahadaha azaz – iyonlaşırlar. Asetik asitin iyonlaşarak asetat olarak adlandırılan CH COO iyonu 3 verdiği tepkime şöyledir.

Eşitlikte görülen çift yönlü ok tepkimenin tersinir olduğu ve her iki yönde yürüdüğünü ifade eder. Net bir hız değişmesinin gözlenmediği bu kimyasal hal kimyasal denge diye adlandırılır. Bunun aksine hidroklorik asit çözeltisinde HCl dan ayrışan H+ ve Cl- iyonları tekrar birleşerek HCl molekülünü oluşturamazlar. Bundan dolayı HCl’in sudaki tamamen ayrıştığını göstermek için tek yönlü okla gösterilir.

4.2. ÇÖKME TEPKİMELERİ Çökme tepkimesi sulu çözeltide çözünmeyen ürün yada çökelek oluşturan yaygın bir tepkime türüdür. Çökelek, çözeltiden ayrılan, çözünmeyen bir katıdır. Çökme tepkimeleri genellikle iyonik bileşikler içerirler.

Çözünürlük: Çözünürlük, belirli bir sıcaklıkta belirli miktardaki çözücü içerisinde çözünebilen maksimum çözünen miktarı olarak tanımlanır.

CdS PbS Ni(OH)2 Al(OH)3

Aşağıdaki bileşikleri suda çözünür yada çözünmez diye sınıflandırınız.

Moleküller ve Đyonik Eşitlikler: Kurşun iyodürün çökmesini gösteren eşitlik, bütün türlerin molekül ya da formül birimi olarak yazılmasından dolayı moleküler eşitlik olarak ifade edilir. Đyonik bileşikler suda çözündüğü zaman katyon ve anyon şeklinde bilebileşşenlerineenlerine ayrılırlarayrılırlar.. KimyasalKimyasal eeşşitliklerin,itliklerin, çözünmüçözünmüşş iyonikiyonik bilebileşşikleriniklerin iyonlarına ayrışmasını göstermesi gerekir. Buna göre potasyum iyodür ile kurşun nitrat arasındaki tepkimeye geri dönersek bu eşitliği aşağıdaki şekilde yazabiliriz.

Bu eşitlik çözünen türleri serbest iyonlar olarak gösteren iyonik eşitlik olarak adlandırılır. Đyonik eşitlik, tepkimede işlevi olmayan iyonları da içerir. Bunlara gözlemci iyonlar denir. Bu tepkimede K+ ve NO3- iyonları, iyonik eşitliğin her iki tarafında yer aldıklarından ve kimyasal tepkimede değişmeden kaldıklarından ihmalihmal edilirleredilirler.. BunaBuna göregöre sadecesadece tepkimeyetepkimeye katılankatılan türleritürleri dikkatedikkate alarakalarak netnet iyonik eşitliği yazabiliriz. Baryum klorür’ün (BaCl ) sulu çözeltisi sodyum sülfatın (Na SO ) sulu 2 2 4 çözeltisine ilave edildiği zaman beyaz renkte baryum sülfat (BaSO ) çökeleğinin 4 oluştuğu gözlenir. Bu tepkime için;

Moleküler eşitlik; Đyonik eşitlik; Net iyonik eşitlik;

İyonik ve net eşitlikleri yazmak için izlenecek adımlar aşağıda özetlenmiştir. 1- Tepkimenin denkleşmişmoleküler eşitliğini yazınız. 2- Çözeltideki tüm iyonları gösteren eşitliği yazınız 3- Eşitliğin her iki yanında, tepkimeye girmeyen iyonları eşitlikten çıkararak, net iyonik eşitliği yazınız.

4.3. ASİT VE BAZ TEPKİMELERİ Asitler ve bazlar çoğu ilaç ve ev ürünlerinin temel maddesidir. Ayrıca asit-baz kimyası sanayide ve biyolojik işlemlerde oldukça önemlidir. Asit ve Bazların Genel Özellikleri: Suda H+ iyonu vererek iyonlaşan maddeler asit OH- iyonu vererek iyonlaiyonlaşşanan maddelermaddeler bazbaz olarakolarak tanımlanmıtanımlanmışştırtır.. BuBu tanımtanım 1919.. YüzyılYüzyıl sonlarındasonlarında Đsveçli kimyacı Svante Arrhenius tarafından sulu çözeltilerde özellikleri iyi bilinen maddelerin sınıflandırılmasıyla ortaya konmuştur. Asitler: • Asitlerin tadı ekşidir. Limon ve diğer turunçgiller sitrik asit içerir. • Asitler bitkisel boyalarda renk değişimine neden olurlar. Mavi turnusol kâğıdının rengini kırmızıya çevirirler.

• Asitler çinko, magnezyum ve demir gibi metallerle tepkimeye girerek hidrojen gazı açığa çıkarırlar. • Asitler karbonatlarla ve bikarbonatlarla tepkimeye girerek CO2 gazı açığa çıkarırlar. Bazlar: • Bazların tatları acıdır. • Bazlar kayganlık hissi verir. Örneğin sabunlar, baz içerdiklerinden, bu özelliği gösterirler.

• Bazlar bitkisel boyalarda renk değişimine neden olurlar. Örneğin kırmızı turnusol kağıdının rengini maviye çevirirler. • Sulu baz çözeltileri elektrik akımını iletirler. Tebeşir (CaCO ) hidroklorik asit ile tepkimeye girerek 3 CO2 gazı açığa çıkarır.

Brønsted Asit ve Bazları Arrhenius’un asit baz tanımı sadece sulu çözeltilere uygulandığı için dar kapsamlıdır. Daha kapsamlı bir asit-baz tanımı 1932 yılında Danimarkalı kimyacı Johannes Brønsted tarafından önerilmiştir. Buna göre Brønsted asidi proton veren, Brønsted bazı ise proton alan maddedir. Brønsted tanımına göre asit ve bazların sulu çözeltilerde bulunma zorunluluğu olmadığına dikkat edilmelidir. Hidroklorik asit sulu ortamda bir proton verdiği için Brønsted asididir. Protonlar son derece küçük tanecikler olduğundan ve suyun negatif kısmı ile kuvvetle çekildiğinden sulu çözeltilerde tek başlarına bulunamazlar. Sonuç olarak proton şekilde gösterildiği gibi hidratlaşmış halde bulunur. Bundan dolayı hidroklorik asitin iyonlaşması aşağıdaki şekilde yazılmalıdır.

+ Hidratlaşmışproton H O , hidronyum iyonu olarak adlandırılır. 3 H O+ iyonlarının elektrostatik potansiyel 3 haritası. Bu spektrumda elektronca zengin bölgeler kırmızı, fakir bölgeler ise mavidir.

Tek Protonlu Asitler: Bu tür asitlerin her bir molekülü iyonlaştığında sadece bir hidrojen iyonu verir. Đki Protonlu Asitler: Her bir asit molekülü iki ayrışma basamağında iki H+ iyonu verirverir.. Üç Protonlu Asitler: Her bir asit molekülü üç ayrışma basamağında üç H+ iyonu verir. Bu asitlerin sayıları nispeten azdır.

Sodyum hidroksit (NaOH) ve Baryum hidroksitin (Ba(OH) ) kuvvetli 2 elektrolit olduğu daha önce gösterilmiştir. Buna göre çözeltide tamamen iyonlaşırlar. – OH iyonu aşağıda gösterildiği gibi proton alır. – Bu yüzden OH bir Brønsted bazıdır. Amonyak (NH ) sudan H+ iyonu alabildiği için Brønsted bazı olarak sınıflandırılır. 3

SORU: Aşağıda verilen her bir türü sulu çözeltide Brønsted asiti ve bazı olmalarına göre sınıflandırınız: a) HBr b) NO2- c) HCO3- Brønsted asitidir. BrønstedBrønsted bazıdırbazıdır. . Brønsted asitidir. Brønsted bazıdır. HCO3- iyonu hem asit hem de baz özelliği gösterdiğinden dolayı amfoterdir.

Asit-Baz Nötralleşmesi Nötralleşme tepkimesi asit ve baz arasında meydana gelen bir tepkimedir. Çoğunlukla, sulu çözeltideki asit ve baz tepkimeleri tuz ve su oluşturur. Tuz katyon ve anyonlardan oluşan iyonik bir bileşiktir. ÖrneÖrneğğinin HClHCl çözeltisiçözeltisi ileile NaOHNaOH çözeltisiçözeltisi karıkarışştırıldıtırıldığğındaında aaşşaağğıdakiıdaki tepkimetepkime meydana gelir. Ancak, bu asit ve bazın her ikisi de kuvvetli elektrolit olduklarından, çözeltide tamamen iyonlaşırlar. Bu iyonik eşitlik ise:

Buna göre tepkimeyi net iyonik eşitlik şeklinde yazabiliriz. + – Na ve Cl iyonları gözlemci iyonlardır. Şimdide NaOH ile zayıf bir asit olan hidrojen siyanür (HCN) arasındaki tepkimeyi inceleyelim: Bu durumda iyonik eşitlik: Net iyonik eşitlik:

Gaz Oluşturan Asit-Baz Tepkimeleri Karbonat (CO32-), bikarbonat (HCO3-), sülfit (SO32-) ve sülfür (S2-) tuzları asitlerle tepkimeye girerek gaz ürünler oluştururlar. Örneğin: sodyum karbonat (Na CO ) ile HCl(suda) arasındaki tepkime için moleküler eşitlik: 2 3 OluOluşşanan karbonikkarbonik asitasit kararsızdırkararsızdır veve çözeltideçözeltide yeterliyeterli deriderişşimeime erierişştitiğğindeinde aşağıdaki tepkimeyle bozunur: Yukarıda sözünü ettiğimiz tuzlarla ilgili benzer tepkimelerde şunlardır:

4.4. İNDİRGENME YÜKSELTGENME TEPKİMELERİ Asit-baz tepkimelerinin temeli proton aktarımını dayanırken, indirgenme- yükseltgenme (ya da redoks tepkimeleri) tepkimelerinin esasını elektron aktarımı oluşturur. Çevremizdeki tepkimelerin birçoğu indirgenme-yükseltgenme tepkimesidir. Çoğu indirgenme-yükseltgenme tepkimesi suda oluşurken, sulu çözeltide oluşmayanlarda vardır. Susuz ortamda meydana gelen redoks tepkimeleri daha basittir. Magnezyum ve oksijenden magnezyum oksit (MgO) oluşumunu göz önüne alalım.

Magnezyum oksit (MgO), Mg2+ ve O2- ‘den oluşan iyonik bir bileşiktir. Bu tepkimede, iki Mg atomu 4 elektronunu 2 O atomuna verir.Bu işlemin iki basamakta olduğunu düşünürsek; birinci basamakta 2 Mg atomu 4 elektron kaybetmekte, ikinci basamakta ise 1 O2 molekülü 4 elektron kazanmaktadır. Yukarıdaki tepkimenin her bir basamağı yarı tepkime olarak adlandırılır ve tepkimede elektronlar açıkça yer alır. Yarı tepkimelerin toplamı ise net tepkimeyi verir: Eğer tepkimenin her iki tarafında yer alan elektronları ihmal edersek:

Son olarak Mg2+ ve O2- iyonları MgO oluşturmak üzere birleşirler. Yükseltgenme tepkimesi elektron kaybının olduğu yarı tepkimedir. Đndirgenme tepkimesi elektron kazanmanın gerçekleştiği yarı-tepkimedir. Magnezyum oksit oluşumunda magnezyum yükseltgenir. Magnezyum iki elektronunu oksijene vererek oksijenin indirgenmesine neden olduğundan, magnezyum bu tepkimede indirgen’dir. Bu tepkimede oksijen indirgenirken magnezyumdan iki elektron alarak onun yükseltgenmesine neden olduğundan, oksijen yükseltgen olarak adlandırılır. Yükseltgenme-indirgenme tepkimelerinde indirgenin kaybettiği elektron sayısı yükseltgenin aldığı elektron sayısına eşit olmalıdır.

Yükseltgenme Basamağı Elektron kaybetme ve elektron kazanmayı içeren yükseltgenme- indirgenme kavramı MgO gibi iyonik bileşiklere uyar. Ancak bu tanımlama hidrojen klorür (HCl) ve kükürt dioksit (SO ) gibi bileşiklerin oluşumunu doğru 2 olarak açıklamaz. Bunun nedeni HCl ve SO ’in iyonik değil, moleküler bileşik olmasıdır. 2 Bu bileşiklerin oluşmasında elektron aktarımı olmaz. Yinede deneysel verilerin kısmi elektron aktarımı göstermesinden dolayı (HCl’de H den Cl’ a ve SO2 de S’den O’e) bu tür tepkimeleri redoks tepkimesi olarak ele alırlar.

Bir redoks tepkimesinde elektron aktarımını izlemek için ürün ve tepkenlerin yükseltgenme basamaklarının belirlenmesi gerekir. Bir atomun yükseltgenme basamağı, eğer elektron aktarımı tamamen gerçekleşmişse, moleküldeki veya iyonik bileşikteki atomun yük sayısıdır. Örneğin yukarıda verilen HCl ve SO2 oluşumunu yeniden yazarsak: Verilen tepkimelerde elementlerin üzerindeki sayılar yükseltgenme basamaklarıdır. Her iki eşitlikte de tepkenlerdeki atomlar üzerinde yük yoktur ve bu nedenle yükseltgenme basamakları 0 dır. Ürün molekülleri için elektron aktarımının tam olarak gerçekleştiği ve atomların elektron aldıkları veya verdikleri kabul edilir. Sonuç olarak yükseltgenme basamağı aktarılan elektron sayısını verir.

Yükseltgenme basamakları elementlerin yükseltgendiğini ya da indirgendiğini anlamamızı sağlar. Yukarıdaki örnek, H ve S’ün yükseltgenme basamaklarında bir artışolduğunu, dolayısıyla yükseltgendiklerini gösterir. Cl ve O ise indirgenmekte yani yükseltgenme basamakları başlangıca göre azalmaktadır. Burada HCl de H ve Cl’un yükseltgenme basamakları (+1 ve -1) toplamı sıfırdır. Aynı şekilde, S üzerinde (+4) ve iki O atomu üzerinde 2x(-2)=(-4) olmak üzere, toplamtoplam yükyük sıfırdırsıfırdır.. HClHCl veve SOSO22 ninnin nötürnötür olmasınınolmasının nedeninedeni yüklerinyüklerin birbirinibirbirini götürmesidir. Yükseltgenme basamaklarını bulmak için aşağıdaki kuralları izlemek yararlı olur; • Bir elementin tek başına bağ yapmadığı durumda yükseltgenme basamağı sıfırdır. (H , Br , Na, K, O ). 2 2 2 • Tek atomlu iyonlarda yükseltgenme basamağı iyonun yüküne eşittir. Bundan dolayı Li+ iyonu +1, Ba2+ iyonu +2, O2- iyonu -2 yükseltgenme basamağına sahiptir.

• Oksijenin bir çok yükseltgenme basamağı -2’dir. Hidrojen peroksitte (H2O2) ve peroksit iyonunda (O2-2) -1’dir. • Flor bütün bileşiklerinde -1 yükseltgenme basamağına sahiptir. Diğer halojenler, bileşiklerinde halojenür iyonları halinde bulunduklarında negatif yükseltgenme basamağına sahiptir. Ancak, oksiasit ve oksianyonlarda olduğu gibi oksijenle oluoluşşturduklarıturdukları bilebileşşiklerdeiklerde pozitifpozitif yükseltgenmeyükseltgenme basamabasamağğınaına sahiptirlersahiptirler.. • Nötür bir molekülde atomların yükseltgenme basamakları toplamı sıfır olmalıdır. • Yükseltgenme basamağı tam sayı olmak zorunda değildir. Örneğin süperoksit (O – 2 ) iyonundaki oksijenin yükseltgenme basamağı -1/2’dir.

Aşağıda verilen iyon ve bileşiklerin yükseltgenme basamaklarını belirleyiniz. Li O MnO – HNO PF Cr O 2- 2 4 3 3 2 7

Bazı Yaygın Yükseltgenme ve Đndirgenme Tepkimeleri Çok bilinen yükseltgenme ve indirgenme tepkimelerinden bazıları birleşme, bozunma, yanma ve yerdeğiştirme tepkimeleridir. Birleşme Tepkimeleri Birleşme tepkimesi iki yada daha fazla maddenin tek bir ürün oluşturmak üzere bir araya geldiği tepkimedir.

Bozunma Tepkimeleri Bozunma tepkimeleri birleşme tepkimelerinin tersidir. Bozunma tepkimesi bir bileşiğin iki yada daha fazla bileşene ayrıştığı tepkimedir.

Yanma tepkimeleri Yanma tepkimesi bir maddenin oksijenle tepkimeye girerek genellikle ısı ve ışığın açığa çıktığı alev oluşturan tepkimelerdir. Yerdeğiştirme Tepkimeleri Yerdeğiştirme tepkimesinde bir bileşikteki iyon yada atom başka bir elementin iyonu yada atomuyla yer değiştirir. Yerdeğiştirme tepkimelerinin çoğu şu üç alt sınıflandırmadan birine uyar. Bunlar, hidrojenin yerdeğiştirmesi, metalin yerdeğiştirmesi ve halojenin yerdeğiştirmesidir.

1. Hidrojenin yerdeğiştirmesi

2. Metalin Yerdeğiştirmesi

3. Halojenin Yerdeğiştirmesi

4.5. ÇÖZELTİLERİN DERİŞİMLERİ Çözelti stokiyometrisini kullanırken çözeltide ne kadar tepken olduğunu ve sulu çözeltide tepkimeyi sağlamak için kullanılan tepken miktarını kontrol edeceğimizi bilmemiz gerekir. Bir çözeltinin derişimi, belli miktardaki çözelti ya da çözücü içerisinde çözünen madde miktarıdır. Çözelti derişimi pek çok birim ile belirtilebilir. Burada, kimyada en yaygın derişim birimi olan molarite (M) yada molar derişim incelenecektir. Molarite 1 litre çözeltide çözünen maddenin mol sayısıdır ve aşağıdaki eşitlik ile ifade edilir.