Etiket Arşivleri: Kimyasal Denge

Sulu Çözeltiler ve Kimyasal Denge

Sulu Çözeltiler Çözelti: iki veya daha fazla maddenin meydana getirdiği homojen karışımdır. çözücü, çözünen Kütlece fazla olan (veya çözme işlemini Kütlece daha az olan (çözücü içinde yapan) bileşene çözücü denir. dağılan) bileşene çözünen denir nonelectrolyte Sulu Çözeltileri elektriği iletmeyen maddeler Elektrolit: suda çözündüğü zaman iyonlarına ayrışan ve elektriği ileten maddelere elektrolit denir Kuvvetli elektrolit. Zayıf Elektrolit Suda tamamen iyonlaşan bileşikler suda iyonlarına kısmen ayrılan bileşikler

Çözünürlük Kuralları çözünen çözünmeyen 1A grup bileşikleri (Na, K, Li,) ve NH4+ OH- 1.grup bileşikleri (Na, K, Li,) ve NH4+ bileşikleri suda tamamen çözünür. Ba(OH)2 Sr(OH)3 Ca(OH)2 hariç suda NO3 (Nitrat), CHCOO- (asetat) ,ClO4 çözünmez. (perklorat)bileşikleri suda S2- 1.grup bileşikleri (Na, K, Li,) NH4+ hariç tamamen çözünür. suda çözünmez. Cl- Bileşikleri (AgCl, Hg2Cl2, PbCl2) CO32- 1.grup bileşikleri (Na, K, Li,) ve hariç suda çözünür NH4+hariç suda çözünmez. SO42+ (Sr SO4, Ca SO4 , Ba SO4 , Pb PO43- 1.grup bileşikleri (Na, K, Li,) ve SO4 hariç) suda çözünür. NH4+hariç suda çözünmez.- Cl-, Br-, I- SO42- CO32-, PO43- Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ NH4+ HO-, S2- NO – ClO – CH CO – 3 4 3 2

Kuvvetli elektrolit. Suda tamamen iyonlaşan bileşikler

Zayıf Elektrolit suda iyonlarına kısmen ayrılan bileşikler

SULU ÇÖZELTİ KİMYASI

Kimyasal Denge Bir kimyasal reaksiyonda, reaktiflerin ve ürünlerin konsantrasyonlarının oranlarının sabit kaldığı duruma kimyasal denge denir. aA + bB ↔ cC + dD [C]c [D]d K = ———————- K birimsizdir. [A]a b [B] Denge sabitinin değeri sıcaklığa bağlıdır. Denge sabiti ifadesinde saf saf sıvı ve saf katılarla çözücülerin konsantrasyonu sabit olduğundan yazılmaz.

Reaksiyon Denge İfadesi Denge tipi N (g)+ H (g) ⇔2NH (g) [NH ]2 2 2 3 3 K = —————- [N ] [H ] 2 2 + – + – 2H O(s) ⇔ H O + OH Ksu= [H O ] [OH ] Suyun İyonlaşması 2 3 3 CaCO3(k)⇔Ca 2+ (suda)+ CO32-(suda) Kçç= [Ca 2+] [CO32-] Bir tuzun suda çözünmesi + – [H + – CH COOH ⇔H O (suda)+CH3COO (suda) 3O ] [CH3COO ] Zayıf Asit ve 3 (s) 3 Ka=———————— Zayıf bazların [CH3COOH] İyonlaşması Ni2+ (suda)+ 4CN-(suda) ⇔Ni(CN)42-(suda) [Ni(CN)42-] Kompleks Oluşumu β4= ———————- [Ni2+ – 4 ] [CN ] I (suda) ↔I (org) [I ] Dağılma dengesi 2 2 2 org Kd= ————— [I ] 2 suda

Asit ve Bazlar Asit Baz Ekşi tatları vardır Acı tatları vardır Metalleri ve Karbonat tuzlarını çözerler Kayganlık hissi verirler Turnusol kağıdını kırmızıya çevirirler Metal iyonları ile Çökelti verirler Turnusol kağıdıı maviye çevirirler. Asit- Baz Tanımları Arrhenius Asit-Baz Tan ımıBase (1884) Brønsted-Lowry Asit-Baz Tanımı (1923) Lewis asit-baz Tanımı :

Asit- Baz Tanımları Arrhenius Asit-Baz Tanımı Hidrojen içeren ve Suda çözüldüğünde H+ iyonu oluşturan (1884) maddelere Asit denir. HCl → H+ + Cl- (aq) (aq) (aq) OH iyonu içeren ve suda çözüldüğünde OH – iyonu oluşturan maddelere Baz denir. NaOH → Na+ + OH – (aq) (aq) (aq)

Brønsted-Lowry Asit-Baz H + iyonu verme eğiliminde olan maddelere asit denir.. Tanımı (1923) HCl + H O ⇔ Cl– + H O+ 2 3 Asit + Baz ⇔ Baz + Asit H + iyonu alma eğiliminde olan maddelere baz denir.. NH + H O ⇔ NH + + OH- 3 2 4 Baz + Asit ⇔ Asit + Baz Konjuge Asit ve Baz çiftleri HF + H O ⇔ F– + H O+ 2 3 H PO – + OH– ⇔ HPO 2– + H O 2 4 4 2 NH + + CO 2– ⇔ NH + HCO – 4 3 3 3

Lewis asit-baz Tanımı : Baz elektron çifti veren tür, Asit ise elektron çifti alan maddedir B + H+ ⇔ B – H+

Nötralleşme. Bir asit ile bazın reaksiyona girerek birbirlerinin asit ve bazlığını nötürleştirmesidir. HCl + NaOH → H2O + NaCl Reaksiyon sonucunda su ve tuz adı verilen iyonik bileşik oluşur

Asit ve bazların Kuvvetliliği Elektrolit Suda (ve bazı çözücülerde) çözündüğü zaman iyonlaşarak elektriği ileten çözeltilere elektrolit denir. Kuvvetli elektrolitler bir çözücüde tamamen, zayıf elektrolitler kısmen iyonlaşır. Kuvvetli Asit Zayıf Asitler Kuvvetli baz Zayıf baz Suda tamamen Suda kısmen iyonlaşan Suda tamamen Suda kısmen iyonlaşan asitlere asitlere zayıf asit denir iyonlaşan bazlar iyonlaşan bazlara kuvvetli asit denir. kuvvetli bazdır zayıf baz denir HCl + H O → H O+ + Cl- CH COOH + H O⇔CH COO- +H O NaOH → Na+ + OH – NH +H 0 ⇔ NH + + OH – (aq) 2 3 (aq) (aq) 3 (aq) 2 3 (aq 3 (aq) (aq) (aq) (aq 3(g) 2 (l) 4 (aq) (aq) HCl, HBr, ve HI HF . HCN , H S M O or MOH, M= 1A(1) Amonyak (:NH ) 2 2 3 HNO , H SO , HClO HClO, HNO , ve H PO metalleri (Li, Na, K, Rb, Aminler 3 2 4 4 gibi 2 3 4 Oksiasitler Organik asitler Cs) (RNH , R NH, R N), 2 2 3 (RCOOH), CH COOH MO or M(OH) , CH CH NH , (CH ) NH, 3 2 3 2 2 3 2 C H COOH M = Group 2A metalleri (C H ) N, C H N 6 5 3 7 3 5 5 (Ca, Sr, Ba) [MgO and Mg(OH)

pH Hidrojen iyonu konsantrasyonun eksi logaritmasıdır. (logaritma on tabanına göre ) + + pH = – log[H3O ] pH = – log [H ] – pOH pOH = -log [OH ] H O + H O < — > H O+ + OH- 2 (l) 2 (l) 3 2 + – -14 K [H O] = K = [H O ][OH ] = 1.0 x 10 (25°C) 2 su 3 Saf suda Hidronyum iyonu ve hidroksil iyonu konsantrasyonları eşittir. [H + – -7 3O ]=[OH ]= 1.0 x 10 (25°C) pH = 7.00 nötr çözeltiler pH < 7.00 asidik çözeltiler pH > 7.00 Bazik çözeltiler

pH Hesaplamalar ı Kuvvetli Asit ve Bazlarda Zayıf Asit ve Bazlarda Kuvvetli Asitlerde pH direkt kuvvetli Zayıf Asit ve bazlarda Asitlik veya Bazlık asitten gelen H+ iyonu konsantrasyonu denge sabiti kullanılır kullanarak hesaplanır. Burada suyun iyonlaşmasından gelen Burada suyun iyonlaşmasından gelen H+ ve H+ ve OH- iyonları ihmal edilir. OH- iyonları duruma göre ihmal edilir veya edilmez.

Kuvvetli Asit ve Bazlarda Kuvvetli Asitlerde pH direkt kuvvetli asitten gelen H+ iyonu konsantrasyonu kullanarak hesaplanır. Burada suyun iyonlaşmasından gelen H+ ve OH- iyonları ihmal edilir. HCl + H O ⇔ H O+ + Cl- (aq) 2 (l) 3 (aq) (aq) pH = – log[H3O+]

Zayıf Asit ve Bazlarda Zayıf Asit ve bazlarda Asitlik veya Bazlık denge sabiti kullanılır HA + H O ⇔ H O+ + A- (aq) 2 (l) 3 (aq) (aq) + – [H O ] [A ] 3 Ka = ————————- [HA] + ½ [H ] = ( Ka . [HA] ) CH COOH + H O ⇔ H O+ + CH3COO- 3 2 3 + – [H O ] [CH3COO ] 3 Ka= ——————————- [CH COOH] 3

Soru: 10-2 M hydronium iyonu içeren çözeltinin pH ı nedir ? pH = -log[H + -2 3O ] = (-1)log 10 = (-)(-2) = 2 + soru : 25°C deki 0.0024 M hidroklorik asit çözeltisinim [H O ], pH, pOH ını 3 hesaplayınız. soru : 0.125 M CH COOH çözeltisinin H+ konsantrasyonunu ve pHını 3 hesaplayınız. K = 1.8 x 10-5 a

soru : 0.125 M CH COOH çözeltisinin H+ konsantrasyonunu ve pHını 3 hesaplayınız. K = 1.8 x 10-5 a Çözüm: CH COOH + H O ⇔ H O+ + CH3COO- 3 2 3 Concentration (M) CH COOH + H O ⇔ H O+ + CH3COO- 3 2 3 Initial 0.125 —- 0 0 Change -x —- +x +x Equilibrium 0.125 – x —- x x x x K = ———— a 0.125-x Kabul 0.125 – x = 0.125 2 -5 -3 x = 2.25 x 10 x = 1.5 x 10 pH= 2.82

• Soru: 10^-8 M HCl çözeltisinin pH ını hesaplayınız. Ksu= 1 x 10^-14

Çözünürlük Çarpımı Sabiti Alkali metallerin bileşikleri suda çözünür, ancak bir çok bileşik suda az çözünür. Suda az çözünen bileşikler için çözünürlük çarpımı sabit sıcaklıkta doygun çözeltide iyon konsantrasyonları çarpımına eşittir. SrCrO4(aq) ⇔ Sr2+(aq) + CrO42-(aq) Kçç = [Sr2+] [CrO42-]

Soru: aşağıdaki şıklarda meydana gelecek reaksiyonları açıklayınız • Na2CO3 ve CaCl2 bileşikleri suda çözülüp karıştırıldığında • CuSO4 ve NaNO3 bileşikleri suda çözülüp karıştırıldığında

Çözünürlük Kuralları çözünen çözünmeyen 1A grup bileşikleri (Na, K, Li,) ve NH4+ OH- 1.grup bileşikleri (Na, K, Li,) ve NH4+ bileşikleri suda tamamen çözünür. Ba(OH)2 Sr(OH)3 Ca(OH)2 hariç suda NO3 (Nitrat), CHCOO- (asetat) ,ClO4 çözünmez. (perklorat)bileşikleri suda S2- 1.grup bileşikleri (Na, K, Li,) NH4+ hariç tamamen çözünür. suda çözünmez. Cl- Bileşikleri (AgCl, Hg2Cl2, PbCl2) CO32- 1.grup bileşikleri (Na, K, Li,) ve hariç suda çözünür NH4+hariç suda çözünmez. SO42+ (Sr SO4, Ca SO4 , Ba SO4 , Pb PO43- 1.grup bileşikleri (Na, K, Li,) ve SO4 hariç) suda çözünür. NH4+hariç suda çözünmez.- Cl-, Br-, I- SO42- CO32-, PO43- Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ NH4+ HO-, S2- NO – ClO – CH CO – 3 4 3 2

Çözünürlük Dengesi Kçç Çözünürlük Dengesi Kçç 3+ – -33 2+ 2- -24 Al(OH)3 ⇔Al + OH 1.3×10 ZnS ⇔Zn +S 1.6×10 BaCO3 ⇔Ba2+ +CO32- 5.1×10-9 MgCO3 ⇔Mg2+ +CO32- 3.5×10-8 2+ – -5 + – -10 PbCl2 ⇔Pb + 2Cl 1.6×10 AgCl ⇔Ag + Cl 1.8×10

soru: Ca (PO ) , Ag CrO , CaF , PbSO bileşikleri için çözünürlük çarpımı 3 4 2 2 4 2 4 ifadesini yazınız. Soru: katı baryum sülfat 25°C de saf suda bir kaç gün çalkalanarak bekletiliyor. Doymuş çözelti dengesinde 1.04×10-5M Ba2+, olduğuna göre BaSO4 için Kçç yi hesaplayınız. soru: CaF2 için 3.9×10-11, olduğuna gore CaF2 in suda ki çözünürlüğünü mol/L cinsinden hesaplayınız

Ortak İyon etkisi Az çözünen bir bileşiğin çözünürlüğü, dengede bulunan iyonlardan birinin eklenmesiyle azalır. soru: Ag SO çözünürlüğünü 1.0 M Na SO varlığında hesaplayınız. 2 4 2 4 Ag2SO4 için Kçç =1.4×10-5

Çözünürlük çarpımı ve çökelti oluşumu Qiç iyonlar çarpımı herhangi bir anda çözeltide bulunan iyonların konsantrasyonlarının çarpımıdır Qiç < Ksp çökme olmaz Qiç = Ksp doygun çözelti Qiç > Ksp aşırı doygun çözelti çökme olur. Seçimli Çöktürme

Soru : 0.10 M AgNO3 çözeltisi [CrO42-] = 0.010M ve [Br-]= 0.10M içeren çözeltiye yavaşyavaşekleniyor. (Ag -5 -13 2CrO4 için Kçç 1.4×10 , AgBr için Kçç 5.0 x10 ) a.AgBr (s) veya Ag CrO (s) hangisi çöker 2 4 b.Ag – 2CrO4 çökmeye başladığı anda çözeltide kalan [Br ] konsantrasyonu nedir. c.Br- ve CrO42- birbirinden çöktürülerek ayrılabilir mi?

İyonik Dengelere Elektrolitlerin Etkisi İyonik türleri içeren dengeler çözeltideki tüm iyonlardan (eklenen elektrolitlerden) etkilenir. Bunun nedeni elektrolit iyonları ile dengede yer alan iyonlar arasındaki elektrostatik çekme ve itme kuvvetleridir. Az çözünen tuzların sudaki çözünürlüğü, ortak iyon içermeyen elektrolit eklenmesi sonucu artar. İyonik Şiddet:. çözeltideki iyonların toplam konsantrasyonlarının ölçüsüdür µ = ½ ∑M1 Z12 + M2 Z22 + … Mn Zn2 Zx = X türünün yükü µ = çözeltinin iyonik şiddeti Mx = X türünün molar konsantrasyonu soru: 0.1 M Na2SO4 ve 0.1 M NaCl içeren çözeltinin iyonik şiddetini hesaplayınız.

Aktivite Katsayısıları Çözeltilerde iyonik Bir dengede yer alan iyonik türlerin belirli iyonik şiddetteki etkin konsantrasyonunu ifade etmek için aktivite terimi kullanılır. a = γ [X] x x a = X türünün aktivitesi x γx = aktivite katsayısı birimsizdir. [X]= X türünün molar konsantrasyonu

Aktivite katsayısının özellikleri ve hesaplanması Aktivite katsayısı çok seyreltik çözeltilerde 1 ‘ e eşit olur. Yüksüz bir molekülün aktivite katsayısı iyonik şiddet ne olursa olsun yaklaşık 1 dir. Aktivite katsayısı elektrolitin cinsine değil iyonik şiddete bağlıdır. Belirli iyonik şiddette, iyonik türlerin yükü arttıkça aktivite katsayısı 1 den uzaklaşır. 0.51 Zx2(µ )½ – log γ = ————————– x 1+ 3.3 αx (µ )½ γ = aktivite katsayısı x Zx = X türünün yükü µ = çözeltinin iyonik şiddeti αx = hidratize X iyonunun nanometre cinsinden etkin çapı

Denge sabiti ve Çözünürlük çarpımı hesaplarında molar konsantrasyonların kullanılması daha doğrudur. Türlerin Aktiviterinin kullanıldığı denge sabitine termodinamik denge sabiti, çözünürlük çarpımına da termodinamik çözünürlük çarpımı denir. AmBn şeklinde bir çökelek için K m n m n m n m n = a a = γ γ [A] [B] = γ γ K’ çç A B A B A B çç Soru: CaF2 ile doymuş0.0125 M MgSO4 çözeltisindeki Ca2+ konsantrasyonunu hesaplayınız. CaF2 ⇔Ca2+ + 2F- Kçç= 3.9 x 10-11

Kaynak: http://web.itu.edu.tr/~ozcanm/kim/denge.pdf

Genel Kimya Laboratuvar Deneyleri

1.   LABORATUVAR ÇALIŞMALARINDA UYULMASI GEREKEN KURALLAR

1.1.Güvenlik Önlemleri

1.2. Laboratuvar Teknikleri

1.2.1.   Katı ve Sıvıların Aktarılması

1.2.2.   Kütle Ölçülmesi

1.3. Nem Çekici Maddeler

1.4. Laboratuvarda Kullanılan Malzemeler

2.   DENEYSEL BÖLÜM

DENEY 1. Kimyasal Reaksiyonların Hızlarının İncelenmesi

DENEY 2. Reaksiyon Hızına Sıcaklığın Etkisi

DENEY 3. Gazlar

DENEY 4. Bir Gazın Molar Hacmi

DENEY 5. Kimyasal Denge

DENEY 6. Kolorimetrik Yöntemle pH Tayini

DENEY 7. Redoks Reaksiyonları

DENEY 8. Avogadro Sayısı

DENEY 9. Asit Baz Reaksiyonları

DENEY 10. Redoks Titrasyonları

DENEY 11. Elektrolitik Kaplama

EK 1. PERİYODİK CETVEL


Genel Kimya Deney Raporu – Kimyasal Denge

Hacettepe Üniversitesi

GENEL KİMYA LABARATUARI (KİM – 120)

ÖĞRENCİ NO ADI SOYADI GRUP NO 09 DENEYİN YAPILDIĞI TARİH 06/03/2003 RAPOR TESLİM TARİHİ 13/03/2003

DENEYİN ADI Kimyasal Denge Kimyasal tepkimeler, kimyasal bir denge kanununa yaklaşmaya çalışırlar. Denge konumunu

DENEYİN AMACI belirleyen denge sabitidir. Bu deneyde denge Fe3+ – iyonları ile izotiyosiyanat NCS iyonları arasındaki tepkimenin denge sabitinin değeri saptanacaktır. 5 adet deney tüpü Mezür Büret

ARAÇ VE GEREÇLER Beher 25 mL 0.002 M NaNCS 15 mL 0.2 M Fe(NO ) 3 3

-GENEL KİMYA DENEY RAPORU- (KİMYASAL DENGE) DENEYİN ADI Kimyasal Denge DENEYİN AMACI Kimyasal tepkimeler, kimyasal bir denge kanununa yaklaşmaya çalışırlar. Denge konumunu 3+ – belirleyen denge sabitidir. Bu deneyde denge Fe iyonları ile izotiyosiyanat NCS iyonları arasındaki tepkimenin denge sabitinin değeri saptanacaktır. KURAMSAL BİLGİLER ÇÖZÜNÜRLÜK Çözünürlük; bir maddenin başka bir maddenin belirli bir miktarı içerisinde belirli koşullarda çözünebilen miktarı olarak tanımlanabilir. Örneğin; 100 gram suda çözünmüş maddenin gram cinsinden miktarıdır. Ancak, bu bölümde molar çözünürlükten söz edilecektir. Ayrıca, çözünme miktarları için çözünür, az çözünür veya çözünmez diyebilmek için belirli miktarlar esas alınır. Örneğin, oda sıcaklığındaki çözünürlüğü 0,1 Molardan büyük ise çözünür, çözünürlüğü 0,1 Molardan küçük ise az çözünür ve çok daha küçük ise çözünmez denir. Ancak bir genelleme yapılacak olursa; Anyonu Nitrat ve Asetat olan bütün maddeler suda çözünür. Katyonu Amonyum olan bütün maddeler suda çözünür. 1A grubundaki metallerin bütün bileşikleri suda çözünür. Hidrojen katyonu olan bütün asitler suda iyi çözünür. Bunun dışında anyon veya katyonuna göre bazı maddelerin çözünürlükleri aşağıdaki tabloda verilmiştir. Anyon Verilen anyonla az çözünen tuz oluşturan katyonlar CO23- NH4+ dışındakilerin hepsi PO43- NH4+ dışındakilerin hepsi S2- NH4+ ile 1A ve 2A grubu katyonlarının dışındakilerin hepsi OH- NH4+, Sr2+, Ba2+ ile 1A grubu katyonların dışındakilerin hepsi 2- 2+ 2+ 2+ 2+ + + SO4 Ba , Sr , Ca , Pb , Hg , Ag

– – – + + + 2+ 2+ Cl , Br , I Ag , Cu , Hg , Hg , Pb ÇÖZÜNÜRLÜK DENGESİ VE ÇÖZÜNÜRLÜK ÇARPIMI Az çözünen iyon yapılı bir katı madde su ile karıştırılınca çözünmeye başlar. Karışımın ilk anlarında çözünme hızlıdır. Ancak, iyonlar ortaya çıktıkça çözünme hızı zamanla azalır. Bu sırada oluşan iyonlar yeniden birleşerek çökmeye başlar. Bir süre sonra çözünme hızı ile çökme hızı birbirine eşitlenir. Bu durumda sistem dengeye ulaşmış olur. Denge halindeki böyle bir sistem doymuştur. Olay bir çözünme olduğundan bu dengeye çözünürlük dengesi adı verilir. A B D xA+y + yB-x x y(katı) (suda) (suda) Genel çözünme tepkimesinde; A B tuzu için denge bağıntısını yazalım: x y(katı) yazılabilir. Ancak, A B maddesinin bu ortamdaki derişiminin değişmediği kabul edildiğinden x y(katı) değeri sabittir. Bu nedenle, K ifadesi ile birleştirilebilir. Bu durumda K = K * [A B ] d çç d x y(katı) yazılabilir. O halde; olur. K ’ye çözünürlük denge sabiti ya da çözünürlük çarpımı denir. K de K veya K gibi çç çç p d sıcaklığa bağlı olarak değişir. Bağıntıda mol katsayılarının üs olarak alındığına dikkat ediniz. Aşağıda bazı çözünme tepkimeleri için denge bağıntıları verilmiştir. + – + – AgBr(k) D Ag (suda) + Br (suda) Kçç = [Ag ][Br ] FeCO3(k) D Fe+2(suda) + CO3-2(suda) Kçç = [Fe+2][CO3-2] +2 – +2 – 2 CaF2(k) D Ca (suda) + 2F (suda) Kçç = [Ca ][F ] +2 -3 +2 3 -3 2 Ba (PO ) D 3Ba + 2PO K = [Ba ] [PO ] 3 4 2(k) (suda) 4 (suda) çç 4 Bazı az çözünen iyonik katıların 25˚C’daki çözünürlük çarpımları aşağıdaki tabloda gösterilmiştir. Bileşik Kçç Bileşik Kçç

BaCO 4,9×10-9 CuS 6,5×10-37 3 PbCO 7,9×10-14 Ag S 8,0×10-51 3 2 -7 -11 SrSO 8,0×10 CaF 4,0×10 4 2 -5 -10 Ag SO 1,4×10 SrF 8,0×10 2 4 2 Ag PO 1,8×10-18 AgCl 1,8×10-10 3 4 -32 -5 Ca (PO ) 1,5×10 PbCl 1,8×10 3 4 2 2 Al(OH) 4,8×10-33 AgBr 5,0×10-13 3 -15 -6 Fe(OH) 4,0×10 PbBr 5,0×10 2 2 ÇÖZÜNÜRLÜK DENGESİNE ETKİ EDEN FAKTÖRLER Çözünürlük dengesi fiziksel bir denge olmasına rağmen kimyasal denge de olduğu gibi bazı faktörlerin etkisi ile değişebilir. Bu faktörler; Çözücünün türü Sıcaklık Ortak iyon varlığı Yabancı maddelerin varlığı şeklinde sıralanabilir. a. Çözücünün Türünün Etkisi : Daha önceden “Benzer benzeri çözer” ifadesini kullanmıştır. Çözücünün bir maddeyi çözüp çözemeyeceği deneyle bulunabilir. Böylece çözünme üzerinde etkisinin

Bu üç çözelti için de maksimum düzensizlik eğilimi çözünmenin lehine, minimum enerji eğilimi çözünmenin aleyhinedir. Entalpi değerlerine bakarak iyot molekülü ile en iyi etkileşimde bulunan çözücünün etil alkol olduğu söylenebilir. İyot, suda çözünmez, karbontetraklorürde ise az çözünür. Bu durumda yandaki şekilde görüldüğü gibi iki farklı fazdan oluşan bir karışım oluşur. İyodun çeşitli çözücülerdeki çözünürlükleri şu şeklide verilebilir. Suda : S= 0,001 M CCl ’de : S= 0,120 M 4 Alkolde : S= 0,840 M b. Sıcaklığın Etkisi : İyonik bileşiklerin sudaki çözünürlüğü sıcaklığa bağlı olarak değişir. Çözünme olaylarında bir denge kurulduğuna göre, denge de sıcaklıkla değişir. Le Chatelier ilkesine göre denge halindeki bir çözünürlük sistemi ekzotermik olduğunda sıcaklığının yükseltilmesi halinde sistem bu etki azaltabilmek için tekrar çökme yönünde hareket edecektir. Aynı şekilde endotermik bir dengede ise, sıcaklığın yükseltilmesi çözünme yönünde etkili olacaktır. Örneğin, CaCl katısının sudaki çözünürlüğü ekzotermiktir. Bu katının konulduğu bir 2 2+ – çözeltinin sıcaklığı artırılacak olursa, iyon haline geçen Ca iyonları ile Cl iyonları tekrar bu dışarıdan verilen enerjiyi absorbe ederek yeni bağların oluşumunda kullanarak CaCl katısını 2 oluşturur ve böylece çökme gözlenir. Başka bir madde olarak NH Cl katısının sudaki 4 çözünürlüğü endotermiktir. Bu katı ile oluşturulan karışımın sıcaklığı artırılırsa, çözünme artar ve verilen ısı ile katı iyonlarına daha çok ayrışır. Böylece, sıcaklık çözünme yönünde harekete neden olur. Yandaki şekilde bazı maddelerin çözünürlüğünün sıcaklıkla değişlimi görülmektedir. c. Ortak İyon Etkisi : Saf suda az çözünen bir katı madde, yapısındaki iyonlardan birini içeren bir başka çözelti içerisinde, saf sudaki çözünme miktarından daha az çözünür. Bu duruma “Ortak iyon etkisi” denir. + – Örneğin, AgBr tuzu suda az çözünür. Çözündüğü miktara bağlı olarak da çözeltiye Ag ve Br iyonlarını verir. Eğer, KBr tuzu içeren bir çözelti içerisine AgBr tuzu atılır ve çözünmesi + – istenirse, AgBr, saf sudakinden daha az Ag ve Br iyonlarını verecektir. Bunun başlıca nedeni, çözücü moleküllerinin daha önceden doyurulmuş olması ve az çözünen tuzun kristal örgüsünü kırmaya yetecek serbest moleküllerin az olması ve enerjinin de azalmasıdır. Bu durumu bir örnek problem ile açıklamak daha kolaydır. DENEYİN YAPILIŞI Bu deneyde kullanılan bakır(II) iyodat suda şöyle çözünür: Cu(IO ) Cu2+ + 2IO – 3 2 (k) (aq) 3 (aq) 2+ – 2 bu eşitliğin çözünürlük çarpımı şudur: Kçç = [Cu ][IO3 ] (bir katı olan Cu(IO ) işleme tabi tutulmaz) 3 2

+2 – 2+ – 2 Farklı çözeltilerde Cu ve IO3 konsantrasyonları farklı olsa da [Cu ][IO3 ] değeri her zaman için sabittir. Yani kısaca sıcaklık sabitse, Kçç de sabittir. VERİLER VE HESAPLAMALAR Veriler; Sıvının Yüksekliği Standardın Yüksekliği 2 nolu tüp 6.1 cm 5.5 cm 3 nolu tüp 6.0 cm 3.7 cm 4 nolu tüp 6.4 cm 3.6 cm 5 nolu tüp 6.8 cm 2.2 cm 6 nolu tüp 6.0 cm 1.2 cm Hesaplamalar; Başlangıç Denge Denge Derişimi Derişimi Sabiti 3+ – 2+ 3+ – [Fe ] [NCS ] [FeNCS ] [Fe ] [NCS ] K 1 nolu tüp 2 nolu tüp 3 nolu tüp 4 nolu tüp 5 nolu tüp 6 nolu tüp SORULAR Bu tepkimenin oda sıcaklığında gerçek denge sabiti değerini, bulduğunuz değerlerle karşılaştırın. Hangi değerlerle daha iyi uyum içerisindedir, tartışın. CEVAPLAR YORUM KAYNAKLAR General Chemistry (Petrucci, Harwood, Herring) ISBN 975-8624-43-1 Chemical Experiements ( University of Michigan Press) J. Frank Herald

Kimyasal Denge

KİMYASAL DENGE

Kimyasal reaksiyon veren maddeler bir araya getirildiği zaman reaksiyonun olması için ne kadar uzun zaman beklenirse beklensin, deneysel olarak, reaksiyona giren maddelerin tamamının reaksiyon ürününe dönüşmediği bulunmuştur.

KİMYASAL DENGE
Reaksiyon ilerledikçe girenlerin derişimleri azalır. Ürünlerin derişimleri artar. En sonunda sistem dengeye ulaşır.
Sistemdeki derişimlerin değişmediği hale denge hali denir.
A2(g) + B2(g) 2AB(g)
Bu denklem ileri ya da geri olarak okunabilir.
Denge Halinde
1.Denge, sabit sıcaklıkta kapalı sistemlerde geçerlidir.
2.Denge; ileri ve geri reaksiyon hızlarının eşit olduğu durumdur.
3.Denge dinamiktir.
4.Maksimum düzensizlik minimum enerji eğiliminin arasındaki uzlaşmadır.
5.Dengede bütün bileşenlerin derişimleri sabittir.
Homojen Denge
Dengedeki maddelerin aynı fazda olduğu dengeye homojen denge denir.
H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O (g)
Heterojen Denge
Denge tepkimelerindeki maddelerin farklı fazlarda olduğu duruma heterojen denge denir.
NH4HS(k) NH3(g) + H2 S(g)
Denge Sabiti
A(g) + mB(g) pC(g) + qD(g)
İleri ve geri tepkimelerin tek basamakta olduğu varsayılarak hız denklemleri yazılırsa :
V1 = k1 [A]n [B]m V2 = k2 [C]p [D]q
Denge Sabiti
Sistem dengede olduğu zaman ileri ve geri reaksiyon hızları eşit olur:
k1 [A]n [B]m = k2 [C]p [D]q
k1 [C]p [D]q k1
k2 [A]n [B]m k2
Kd Derişim denge sabiti
Denge Sabiti
Kd : Sadece sıcaklıkla değişir.
Saf katı ve sıvıların derişimleri değişmediğinden ihmal edilir ve denge bağıntısında yazılmazlar.
Denge bağıntısı tepkime mekanizmasına bağlı değildir.
Denge bağıntısı toplu denkleme bağlıdır ve toplu denkleme göre yazılır.
Kd < 1 ise pay, paydadan küçüktür. nKd > 1 ise pay, paydadan büyüktür.
Tek yönlü tepkimelerde Kd = ∞ dur.
Denge Sabiti
ÖRNEK : 2NO2(g) N2O4(g) tepkimesi belli
bir sıcaklıkta dengeye ulaştığında 1 lt. lik bir
kapta 0,2 mol NO2 ve 0,08 mol N2O4
bulunduğuna göre Kd ’ nin değeri ve birimi nedir?
Denge Değişmeleri
1.Derişim
a)Katkı ile bileşenlerden birinin derişimi sistem dengede iken değiştirilirse, denge karşı tarafın lehine bozulur.
b)Sistem dengede iken bileşenlerden birinin derişimi azaltılarak denge bozulursa, dengenin yönü derişimin azaldığı tarafa çekilirse doğru olur.
Le Chatelier İlkesi : Bir zorlamaya uğrayan herhangi bir denge, bu zorlanmadan kurtulacak biçimde değişme eğilimi gösterir.
Denge Değişmeleri
2.Hacim (Basınç)
a)Mol sayılarının eşit olduğu tepkimelerde.
Kd birimsizdir.
b)Mol sayılarının eşit olmadığı tepkimelerde.
Kd sabitinin birimi vardır. Bu tür tepkimelerde mutlaka molar derişimler yazılmalıdır.
Denge Değişmeleri
3.Sıcaklık
a)Ekzotermik tepkimelerde :
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) + ısı
Denge Değişmeleri
b)Endotermik tepkimelerde :
Denge Değişmeleri
4.Katalizör
Dengeyi bozmaz. Sistemin daha çabuk dengeye ulaşmasını sağlar.
Denge Değişmeleri
ÖRNEK : Fe2O3(k) + 3CO(g) 3CO2(g) + 2Fe(k)
∆H < 0 denge tepkimesine ; a) Fe2O3(k) katılması b)CO uzaklaştırılması c)Fe2O3(k) uzaklaştırılması d)Tepkime kabının hacminin küçülmesi e)Katalizör eklenmesi Dengeyi hangi yöne kaydırır. Kd sabitini nasıl etkiler. ● nKp – Kd İlişkisi Kısmi basınçlarla ifade edilen denge sabiti Kp : aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) (PC)c (PD)d (PA)a (PB)b nKp – Kd İlişkisi ÖRNEK : NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(k) tepkimesinde Kp ile Kd arasındaki ilişki nedir ? nDenge Sabitinin Katsayılara Bağlılığı 1.Bir tepkimenin denklemi herhangi bir sayı ile çarpılırsa bu sayı Kd ‘ye üs olarak gelir. 2.Bir tepkime ters çevrilirse denge sabiti de ters çevrilir. 3.Bir tepkime iki ya da daha fazla tepkimenin toplamı ise tepkimenin denge sabiti bu iki tepkimenin denge sabitlerinin çarpımına eşittir. 4.Bir tepkime hem ters çevrilir hem de 2’ye bölünürse K’sı K1/2 şeklinde yazılır. nDenge Sabitinin Katsayılara Bağlılığı ÖRNEK : nDenge Kesri aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) için [C]c [D]d [A]a [B]b [C]c [D]d [A]a [B]b nDenge Kesri a)Q > Kd ise sistem dengede değildir.
b)Q < Kd ise sistem dengede değildir.
c)Q = Kd ise sistem dengededir.
Denge Kesri
ÖRNEK : 2 mol Cl2 , 2 mol H2 , 4 mol HCl belli bir sıcaklıkta 2lt.’ lik bir kaba konuyor.
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) tepkimesi için K =36 olduğuna göre her bir maddenin denge derişimleri nedir ?

15. Skoog ( Prof. Dr. Mustafa DEMİR )

SKOOG BÖLÜM 9 BÖLÜM 9 SULU ÇÖZELTİLER VE SULU ÇÖZELTİLER VE KİMYASAL DENGE KİMYASAL DENGE M-DEMİR

SULU ÇÖZELTİLERİN KİMYASAL BİLEŞİMİ Elektrolit Çözeltilerinin Sınıflandırılması Elektrolit Çözeltilerinin Sınıflandırılması • Elektrolit: Suda çözündüklerinde iyonlaşarak elektriği iletençözeltiler oluşturan maddelere elektrolit denir • Kuvvetli elektrolit: Tamamen iyonlaşan maddelere denir • Zayıf elektrolit: Kısmen iyonlaşan maddelere denir

Asitler ve bazlar Asitler ve bazlar M-DEMİR

Amfiprotik türler Amfiprotik türler M-DEMİR

• Su, amfiprotik çözücülere verilebilecek en iyi örnektir.Yaygın olarak kullanılan diğer amfiprotik çözücüler arasında metanol, etanol ve susuz asetik asit sayılabilir.

ASİTLERİN VE BAZLARIN KUVVETLERİ ASİTLERİN VE BAZLARIN KUVVETLERİ M-DEMİR

KİMYASAL DENGE KİMYASAL DENGE M-DEMİR

Denge Durumu Denge Durumu M-DEMİR

Denge Sabiti İfadeleri Denge Sabiti İfadeleri

ANALİTİK KİMYADA KARŞILAŞILAN DENGE SABİTİ TİPLERİ M-DEMİR

Suyun İyonlaşması Suyun İyonlaşması p skalası

Çözüm

Çözüm Başka bir yol İhmal geçerli mi?

Çözünürlük ve çözünürlük Çarpımı Çözünürlük ve çözünürlük Çarpımı

Çözüm

Tanım [Ba2+] =7,2×10-4 M [Ba2+] =7,2×10-4 mol/L M-DEMİR 15-SKOOG BÖLÜM 9 [Ba2+] =7,2×10-4 mmol/mL

500 mL çözeltideki Ba(IO3)2’ın milimol sayısı 500 mL çözeltideki Ba(IO3)2’ın kütlesi

Ortak İyon etkisi Ortak İyon etkisi

Zayıf asit ve bazların iyonlaşması Zayıf asit ve bazların iyonlaşması

Konjuge asit-baz çiftleri için denge sabiti ifadesi Konjuge asit-baz çiftleri için denge sabiti ifadesi

Yeni denge sabiti değerinin hesaplanması Yeni denge sabiti değerinin hesaplanması

ÇÖZÜM

Zayıf asit çözeltilerinin iyonlaşması Zayıf asit çözeltilerinin iyonlaşması

Çözüm

Hata kontrolü Hata kontrolü Bulunuz???

ÇÖZÜM Yerine konur ve çözülürse

Hata % 20 civarında. Hesaplayınız Doğru Çözüm

Zayıf Bazların İyonlaşması Zayıf Bazların İyonlaşması

ÇÖZÜM

Tekrar düzenlenirse Yaklaştırma nedeniyle yapılan hatayı hesaplayınız

TAMPON ÇÖZELTİLER TAMPON ÇÖZELTİLER

Tampon çözeltilerin pH’sının Tampon çözeltilerin pH’sının hesaplanması hesaplanması

Kontrol ediniz ???

TAMPON ÇÖZELTİLERİN ÖZELLİKLERİ TAMPON ÇÖZELTİLERİN ÖZELLİKLERİ • Seyrelme Etkisi: Tampon çözeltilerin pH’ı seyrelme ile hemen hemen değişmez, sabit kalır • İlave edilen asit veya bazın etkisi: Az miktarda kuvvetli asit veya baz eklendiğinde pH’daki değişim çok azdır

pH’ın Fonksiyonu olarak Tampon Çözeltilerin Bileşimi: ALFA DEĞERLERİ

CH COOH ⇔ H + + CH COO − 3 3 + − [ ][ ] H CH COO K = 3 [ ] CH COOH 3

Eşitlik 9-34 deki OAc- değeri 9-35 de yerine konursa Yeniden düzenlenirse

[HOAc]/C =alfa olduğundan t 0 Alfa1 için benzer türetme yapılırsa Bu değer eşitlik 9-35 de yerine konursa

Kaynak: http://web.adu.edu.tr/user/mdemir/

06. Kimyasal Denge ( Prof. Dr. Mustafa DEMİR )

SULU ÇÖZELTİLERDE DENGE  

Bileşikler suda, özelliklerine göre az veya çok oranda ayrışarak iyonlaşırlar. İyon içeren bir çözelti, iyon derişimine göre az veya çok oranda elektiriği iletir. Elektiriği saf sudan daha iyi ileten çözeltilere elektrolit çözeltileri, bu çözeltiyi meydana getiren çözünen maddeye de elektrolit denir.

Bir çözeltinin elektiriği iletebilmesi için maddenin iyonlarına ayrışması gerekir. Eğer madde suda iyonlarına ayrılmadan moleküler halde çözünmüşse elektiriği iletmez. Dolayısıyla maddenin suda çözünmüş olması elektiriği iletmesi için yeterli değildir.

Örneğin sofra tuzu ve şekerin her ikiside suda çözündüğü halde tuz çözeltisi elektiriği iletir, şeker çözeltisi iletmez. Çünkü şeker, iyonlarına ayrılmadan moleküler halde çözeltiye geçer. { Bu tür çözeltilere elektrolit olmayan çözeltiler denir. Burada yalnız eloktrolitlerle ilgili özellikler incelenecektir.

Elektrolitler  Elektrolitlerin kuvvetli ve zayıf elektrolitler olmak üzere iki grupta incelenebilir.  Kuvvetli elektrolitler suda tamamen iyonlaşırlar.  Kuvvetli asitler (HCl, HNO , H SO , 3 2 4 HClO , gibi)ve tuzlar (NaCl, CaCl , 4 2 Na2SO4 gibi) birer kuvvetli elektrolitlerdir.

İYONLAŞMA  Sulu çözeltide bir zayıf elektrolit iyonlaştığı zaman, maddenin iyonlaşmışşekli ile iyonları arasında bir denge kurulur. Denge kurulduğunda maddenin iyonlaşma hızı ile iyonların tekrar maddeyi oluşturma hızı eşit olur.

⇓ Örneğin A ,B,C ve D’den oluşan bir kimyasal tepkime için denge sabiti c d [C] [D] aA + b B ⇔ c C + d D → K = a b  [A] [B] { şeklinde yazılır. Buradaki küçük harfler eşitlenmiş denklemdeki katsayıları, büyük harfler ise kimyasal türleri tanımlar. Kimyasal türlerin derişimleri köşeli parektez ile [ ] gösterilir ve molar derişimi tanımlar.

Denge sabiti ifadesindeki terimler birimsizdir. { Bu nedenle denge sabiti değeri de birimsizdir. [A]/(1 M) oranının birimsiz olabilmesi için [A]’nın molar derişim olarak ifade edilmesi gerekir. { Aynı şekilde PA/ (1 atm) ifadesinin birimsiz olabilmesi için Pa nın atmosfer olarak tanımlanması gerekir. { Katı ve sıvılar için [A]/(saf hal)=[saf A](saf hal)= 1 olacağından , yine birimsiz olur.

Ancak bu ayrıntı hemen hemen hiç yazılmaz ve bir kabul olarak z Çözünen maddenin derişimi molar derişim olarak ifade edilir. z Çözünen gaz ise derişim atmosfer olarak ifade edilir. z Saf katı, saf sıvı ve çözücülerin derişimleri, birim olması nedeniyle yazılmaz.

Kimyasal denklemdeki derişim ilişkisi( denge durumu) dengeye ulaşma yolundan bağımsızdır.  Ancak bu ilişkile dışarıdan yapılacak müdahale ile değiştirilebilir. { Bu müdahaleler sıcaklık değişmesi, basınç değişmesi( tepken veya ürünlerden biri gaz ise), ve tepken veya ürünlerin toplam derişimindeki değişmeler olarak sıralanabilir. Bu değişmelerin etkisini Le Chatelier ilkesine göre tahmin etmek mümkündür.

Hatırlanacağı gibi ne göre kimyasal bir dengenin durumu daima o dengeyi dışarıdan yapılacak etkiyi yok edecek yöne doğru kayar. { Buna göre sıcaklıktaki bir artış, derişim ilişkisini ısının soğurulduğu yöne doğru değiştirir. { Basınçtaki bir artış, sistemin hacminin küçüleceği yöne doğru dengeyi kaydırır. { Tepkimede yer alan türlerden biri, tepkime ortamına eklenmesi durumunda, sistem bu ilave edilen maddenin bir kısmını harcayacak (azaltacak) yöne kayar.

Tepkime moleküler düzeyde incelenecek olursa, dengeye ulaşıldığında bile tepkimede yer alan türler arasındaki tepkimenin durmadığı gözlenecektir. { İleri ve geri yöndeki tepkime hızları birbirine eşit olduğu anda, tepken ve ürünlerin derişimlerinin oranı sabit kalır. { Bir başka deyişle kimyasal denge ileri ve geri yöndeki tepkime hızlarının eşit olduğu dinamik bir durumdur.

Denge sabiti ifadesinde K’nın sayısal değerine denge sabiti değeri denir. Bu sayısal değer sıcaklığa bağımlıdır. { Bu nedenle değerin yanında mutlaka sıcaklığın belirtilmesi gerekir.  Eşitlik yazılırken ürünlerin derişimleri paya, tepkenlerin derişimi ise paydaya yazılır.

Denge sabiti ifade şekilleri  Yukarıda da özetlendiği gibi denge sabiti bir çözücüde çözünen türler için, ürünlerin molar derişimlerinin tepkenlerin molar derişimlerine oranına denir.  Katı ve saf sıvıların molar derişimleri değişmediği yani birim “1” kabul edildiği için eşitlikte yer almaz.  Buna göre iyonlaşan türe veya oluşan ürünlere bağlı olarak denge sabiti çeşitli şekillerde isimlendirilebilir.

Suyun iyonlaşması, Ksu olarak ifade edilir. 2H O ⇔ H O+ + OH− 2 3 [H O+ ][OH− ] + − K = 3 → [H O ][OH ] = K 2 3 su [H O] = 1 2

Bir katının çözünmesi, Kçç ile ifade edilir AgCl(k) ⇔ Ag+ (suda) + Cl− (suda) [Ag+ ][Cl− ] + − K = → K çç = [Ag ][Cl ] [AgCl]= 1

Zayıf bir asitin veya zay ıf bir bazın iyonlaşma sabiti Ka veya Kb olarak gösterilir. HAc ⇔ H+ + Ac− [H+ ][Ac− ] K = = K a [HAc] Ac− + H O ⇔ HAc + OH− 2 − − [HAc][OH ] [HAc][OH ] K = = = K − − b [Ac ][H O] [Ac ] 2 NH OH ⇔ NH + + OH− 4 4 [NH4 + ][OH− ] K = = K b [NH OH] 4

Bir kompleksin oluşum sabiti βn ile gösterilir. Ni 2+ + 2CN − ⇔ Ni(CN) 2 [Ni (CN)2 ] K = = β 2+ − 2 2 [Ni ][CN ]

Bir indirgenme/yükseltgenme (redoks) tepkimesinin denge sabiti Kred ile gösterilir MnO − + 5Fe2+ + 8H+ ⇔ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H O 4 2 [Mn2+ ][Fe3+ ]5 K = = K − red 2+ 5 + 8 [MnO4 ][Fe ] [H ]

Birden fazla basamaktan oluşan dengelerin sabitleri, ara basamakların denge sabitleri çarpımına eşittir Ni CN + 2+ − + [ ( ) ] Ni CN Ni CN K + ⇔ ( ) → 1 = 2+ − [Ni ][CN ] Ni CN + − [ ( )2 ] Ni CN CN Ni CN K ( ) + ⇔ ( )2 → 2 = + − Ni CN CN [ ( ) ][ ] Ni CN − − − [ ( )3 ] Ni CN CN Ni CN K ( )2 + ⇔ ( )3 → 3 = − Ni CN CN [ ( )2 ][ ] 2− Ni CN − − 2− [ ( )4 ] Ni (CN)3 + CN ⇔ Ni (CN)4 → K 4 = − Ni CN CN − [ ( )3 ][ ] ise Ni CN 2+ − [ ( )2 ] Ni CN Ni CN K K + 2 ⇔ ( )2 → β 2 = 1 2 = 2+ − 2 [Ni ][CN ] Ni CN − 2+ − − [ ( )3 ] Ni + CN ⇔ Ni CN → β = K K K = 3 ( )3 3 1 2 3 2+ − 3 [Ni ][CN ] 2− Ni CN 2+ − 2− [ ( )4 ] Ni CN Ni CN K K K K + 4 ⇔ ( )4 → β 4 = 1 2 3 4 = 2+ − 4 [Ni ][CN ] şeklinde denge sabitleri hesaplanabilir

benzer şekilde + − [H + ][A − ] HA ⇔ H + A → K = 1 [HA] + + [CH + ] H + C ⇔ CH → K = 2 + [H ][C] − + [A][CH + ] [H + ][A − ] [CH + ] HA + C ⇔ A + CH → K = = x = K K 3 [HA][C] [HA] [H + ][C] 1 2

Örnek + − + − − 14 H O ⇔ H + OH → K = [H ][OH ] = 1,0×10 2 su + − [NH4 + ][OH− ] −5 NH + H O ⇔ NH + OH → K = = 1,8×10 3 2 4 NH3 [NH ] 3 olarakverildiğine göre NH + ⇔ NH + H+ 4 3 için dengesabitinihesaplayınız

çözüm { Son tepkime ikinci tepkimenin ters çevrilip birinci tepkime ile toplanmasıyla elde edilebilir. Dolayısıyla; + − H O ⇔ H + OH → K = K 2 1 su + − 1 NH + OH ⇔ NH + H O → K = 4 3 2 2 K NH 3 NH + ⇔ H + + NH → K = K K 4 3 3 1 2 1 −14 1 −10 = K su x = 1,0×10 x −5 = 5,6×10 K NH 3 1,8×10

Benzer şekilde belli yöndeki iyonlaşmaya ilişkin denge sabiti biliniyorsa, aksi yöndeki birleşmeye ilişkin denge sabiti hesaplanabilir. + − [H + ][A − ] HA ⇔ H + A → K = 1 [HA] + − [HA] 1 H + A ⇔ HA → K = = [H + ][A − ] K 1

Sulu bir çözeltide denge sabiti ifadesinde [H2O] terimi yer almaz. Çünkü sulu bir çözeltide suyun molar derişimi 55,555555 M’dır. 1000g 1 litresu = 1000g = = 55,5555mol 18g / mol + – -7 { Nötral bir suda [H ] = [OH ] = 10 M ‘dır

+ – + – { Ortama eklenecek olan H veya OH ,H OÅÆH +OH 2 dengesinin sola kaymasına neden olacaktır. Dolayısıyla tüm OH- veya H+ tepkime sonucu H O ‘ya dönüşse bile 2 en fazla 10-7 M H O oluşacaktır. Bu durumda suyun 2 derişimideki artışveya azalış 55,55555 ± 10-7 M kadar olacaktır. Suyun derişimindeki artışyüzdesi hesaplanacak olursa, 55,5555 100 −7 = → % 1,8×10 = % 0,00000018 10−7 X { Dolayısıyla bu artış rahatlıkla ihmal edilebileceğinden K[H2O] = K yazılabilir.

Suyun iyonlaşmasına ilişkin verilen iyonlar çarpımı değeri 25 oC için 1,008×10-14 dür. { Ancak kolaylık sağlaması nedeniyle, yaklaşık değer olarak 1,0×10-14 alınır. { İyonlaşmaya ilişkin verilen değerler aksi belirtilmedikçe 25 oC ‘sıcaklıktaki değerlerdir. { Değerler başka sıcaklıklar için ise mutlaka belirtilmelidir. { Aşağıda suyun farklı sıcaklıklar için Ksu değerleri verilmiştir.

Örnek { 0,2 M derişimdeki NaOH çözeltisinde hidronyum ve hidroksit iyonlarının derişimi nedir? pH nedir?

Çözüm { NaOH kuvvetli bir elektrolit olduğundan çözeltiye verdiği OH- , 0,2 mol/L’dir. Çözeltinin toplam OH- – derişimi NaOH’tan gelen OH ve suyun iyonlaşmasından gelen OH- toplamıdır. – – { Yani [OH ] = NaOH tan gelen OH + suyun iyonlaşmasından gelen OH- yazılabilir. – + { Suyun iyonlaşmasından gelen OH ve H eşit – + miktarlarda olacağından [OH ] = 0,20 + [H ] yazılabilir. { Suyun iyonlaşmasından gelen H+ ortamın bazik olduğu da dikkate alınırsa, çok küçük olduğundan – + [OH ] = 0,20 + [H ] = ≅ 0,20 M kabul edilebilir.

Ksu = H + OH − = x − 14 [ ][ ] 1,0 10 + −14 H = x (0,2)[ ] 1,0 10 −14 x + 1,0 10 −14 → H = = 5,0×10 → pH = 13,30 [ ] 0,2 Yapılan ihmalin doğruluğu basit bir hesaplama ile kontrol edilebilir. [OH- + -14 ] = 0,2 + [H ] = 0,2 + 5,0×10 ≅0,20

iyonlaşma { Asetik asit suda aşağıdaki şeklinde iyonlaşır. CH COOH ⇔ H O + + CH COO − 3 3 3 { Ancak bu iyonlaşma yüzde yüz olmadığından, çözeltide CH3COOH, – + CH COO ve H O iyonları birlikte 3 3 bulunur. { Bu iyonlaşma için denge bağıntısı yandaki şekilde yazılabilir

Bu iyonlaşma için denge bağıntısı yandaki şekilde yazılabilir [ + ] [ − ] H O CH COO K = 3 3 [ ] [ ] CH COOH H O 3 2

KİMYASAL DENGE (genel) aA + b B ⇔ c C + d D c d [C] [D] K = a b [A] [B]

Denge sabiti ifadesinde { Büyük harfler tepkimeye giren ve tepkimeden çıkan türlerin kimyasal formüllerini { Küçük harfler tepkimeyi denkleştirmek için yazılmış katsayıları { Köşeli parantez; tür çözünmüş ise molar derişimi , tür gaz halinde ise atmosfer cinsinden kısmi basıncı ( bu durumda Pa şeklinde yazılır)

Dengede yer alan türlerden biri aşırı miktarda bulunan saf sıvı, saf katı veya saf çözücü ise denge sabiti ifadesinde yer almaz { K denge sabiti olarak tanımlanır, sayısal değeri sıcaklığa bağlıdır. { Ürünlerin derişimi paya, tepkenlerin derişimi paydaya yazılır

Kimyasal denklemdeki derişim ilişkisi( denge durumu) dengeye ulaşma yolundan bağımsızdır. { Ancak bu ilişkile dışarıdan yapılacak müdahale ile değiştirilebilir. { Bu müdahaleler sıcaklık değişmesi, basınç değişmesi( tepken veya ürünlerden biri gaz ise), ve tepken veya ürünlerin toplam derişimindeki değişmeler olarak sıralanabilir. { Bu değişmelerin etkisini Le Chatelier ilkesine göre tahmin etmek mümkündür.

Hatırlanacağı gibi Le Chatelier ilkesine göre kimyasal bir dengenin durumu daima o dengeyi dışarıdan yapılacak etkiyi yok edecek yöne doğru kayar. { Buna göre sıcaklıktaki bir artış, derişim ilişkisini ısının soğurulduğu yöne doğru değiştirir. { Basınçtaki bir artış, sistemin hacminin küçüleceği yöne doğru dengeyi kaydırır. { Tepkimede yer alan türlerden biri, tepkime ortamına eklenmesi durumunda, sistem bu ilave edilen maddenin bir kısmını harcayacak (azaltacak) yöne kayar.

Tepkime moleküler düzeyde incelenecek olursa, dengeye ulaşıldığında bile tepkimede yer alan türler arasındaki tepkimenin durmadığı gözlenecektir. { İleri ve geri yöndeki tepkime hızları birbirine eşit olduğu anda, tepken ve ürünlerin derişimlerinin oranı sabit kalır. { Bir başka deyişle kimyasal denge ileri ve geri yöndeki tepkime hızlarının eşit olduğu dinamik bir durumdur.

Denge sabiti ifadesinde K’nın sayısal değerine denge sabiti değeri denir. { Bu sayısal değer sıcaklığa bağımlıdır. Bu nedenle değerin yanında mutlaka sıcaklığın belirtilmesi gerekir. { Eşitlik yazılırken ürünlerin derişimleri paya, tepkenlerin derişimi ise paydaya yazılır.

Denge sabiti işlemleri { 1. Bir tepkimenin yönü ters çevrilirse; denge sabitinin tersi, tepkimenin denge sabitine eşittir. + – + – [H ] [A ] HA ⇔ H + A K = 1 [HA] + − [HA] 1 H + A ⇔ HA K = = 2 + – [H ] [ A ] K1

Denge sabiti işlemleri -2 { 2. İki tepkime toplanırsa, bunların denge sabitleri çarpımı toplam tepkimenin denge sabitine eşittir + – + – [H ] [A ] HA ⇔ H + A K = 1 [HA] + + + − [CH ] H + C ⇔ CH + A K = 2 + [H ][C] + – [CH + ][A− ] HA + C ⇔ CH + A K = 3 [HA][C] [ + ][ – ] [ + ] [ – ][ + ] H A CH A CH K = K xK = x = 3 1 2 [ ] [ + ][ ] [ ][ ] HA H C HA C

İyonlaşma { Seyreltik çözeltilerde suyun derişimini değişmediği kabul edilir. { Örneğin 0,1 M 1 litre asetik asit çözeltisi için suyun yalnız 0,001 molü H3O+ oluşumunda kullanılır. { 1 litre çözeltide yaklaşık 55,5 mol H2O bulunduğu düşünülürse kullanılan kısmın ihmal edilebilecek kadar küçük olduğu anlaşılır.

Öte yandan hidronyum iyonunun H3O+ şeklinde gösterilebildiği gibi basit olarak H+ şeklinde de gösterildiğini ve buna proton dendiğini biliyoruz. { Bu durumda iyonlaşma dengesi ve denge bağıntısı aşağıdaki şekilde de gösterilir.

Buradaki denge sabiti K ayrışma sabiti olarak bilinir ve genellikle K , Kayr . veya Kdiss şeklinde gösterilir. CH COOH⇔ H+ + CH COO− 3 3 [ + ] [ − ] H CH COO K = 3 [CH COOH] 3

iyonlaşma { Bir bileşiğin ayrışma sabiti değeri ne kadar küçükse o bileşik o kadar zayıf bir asit (veya baz) dır. { Ayrışma sabiti değerine göre bileşiklerin kuvvetli veya zayıflık sıralamasını yapmak mümkündür. { Genel olarak K ayrışma sabiti 1 den küçükse zayıf, 1-10 arasında ise orta, 10 dan büyük ise kuvvetli olarak tanımlanır.

iyonlaşma { Ayrışma olayı + – H Cl ⇔ H Cl + Cl yalnız asit ve g 2 g [ + ][ − ] bazlarda değil H Cl Cl K = g = 3,3×10 −7 zayıf elektrolit ayr. [HgCl 2 ] olan bazı tuzlarda 2+ 2- CdSO ⇔ Cd + SO da görülür. 4 4 [ 2+ ][ 2- ] { Örneğin HgCl2 ve Cd SO4 −3 K = = 5×10 CdSO4 bu tür ayr. [CdSO4 ] tuzlardandır.

iyonlaşma { Denge dinamik bir olaydır. Yani denge durumunda ayrışan molekül sayısı kadar iyonların birleşmesinden meydana gelen molekül mevcuttur. { Dolayısıyla denge sabiti değerleri yalnız ayrışmayla ilgili değil, aynı zamanda birleşme için de geçerlidir.

Örneğin asetik asitte dengesi, asetik asit molekülünün ayrışmasıyla kurulabileceği gibi HCl ve sodyum asetat(CH3COONa) çözeltilerinin karıştırılmasıyla da kurulabilir. { Bu dengeye birleşme dengesi denir ve Kbirl.(veya Kass .) şeklinde gösterilir. { Denge bağıntısına dikkat edilirse bu, öncekinin matematiksel olarak tersidir. { Dolayısıyla bunun değeri de öncekinin tersidir

CH COOH ⇔ H + + CH COO − 3 3 H + + CH COO − ⇔ CH COOH 3 3 [CH 3 COOH ] K = birl [ + ] [ − ] H CH COO 3 1 1 4 K birl = = −5 = 5,6×10 K ayr 1,8×10

Örnek:1 + – + – -14 H O ⇔ H + OH K = [H ][OH ] = 1,0×10 2 su + – -15 NH (suda) + H O ⇔ NH + OH K = 1,8×10 3 2 4 NH3 + + NH ⇔ NH (suda) + H K = ? 4 3 NH4

Çözüm:1 + − H O H OH K K ⇔ + = 2 1 su + – 1 NH OH NH (suda) H O K + ⇔ + = 4 3 2 2 K NH3 NH + + NH (suda) H K ⇔ + = 4 3 3 1 K = K K = K x 3 1 2 su K NH3 -14 1 -10 K3 = 1,0×10 x -5 = 5,6×10 1,8×10

İyonlaşma derecesi { Yüzde iyonlaşma derecesi, denge halindeki bir zayıf elektrolitin 100 birimindeki iyonlaşan miktarını verir. { İyonlaşma derecesi yardımıyla denge sabiti değeri bulunabilir.

ÖRNEK 1: 0,1 M derişimindeki asetik asitin 25 oC’da, % 1,34 oranında iyonlaştığı bilinmektedir. Buna göre asetik asitin ayrışma sabiti nedir?

ÖRNEK 1: 0,1 M derişimindeki asetik asitin 25 C’da, % 1,34 oranında iyonlaştığı bilinmektedir. Buna göre asetik asitin ayrışma sabiti nedir?(1/2) { Denge sabiti değerini hesaplarken bileşenlerin derişimlerinin molar derişim biriminden yani litrede mol olarak hesaplanması gerekir. Bu nedenle çözeltinin hacmi 1 litre olarak kabul edilir. { 1 litre 0,1 M asetik asit çözeltisinde 0,1 mol asetik asit bulunduğuna göre, bunun %1,34’ü ayrıştığında toplam { (1,34×0,1)/100 = 1,34×10-3 mol { asetik asit ayrışmış demektir.

Kaynak: http://web.adu.edu.tr/user/mdemir/