Genel Kimya 101-Lab (4.Hafta) Asit Baz Teorisi Suyun İyonlaşması ve ph Asit Baz İndikatörleri Asit Baz Titrasyonu Deneysel Kısım
Asit Baz Teorisi Arrhenius Teorisi: Sulu çözeltlerine OH - iyonu bırakan maddelere baz, H + iyonu bırakan maddelere asit denir. Eksik bir tanımlama çünkü örnek olarak için geçerli değil. Arrhenius'a göre asitler H + bazlar OH - içerir. NH3 Bronsted-Lowry Asit Baz Teorisi: Bu teoriye göre genel olarak asitler proton vericiler, bazlar ise proton alıcılar olarak tanımlanır. Arrhanius'da baz olarak tanımlanılamayan amonyak bu teoride baz özelliğini kabul ettirir. NH 3 + H 2 O --> NH 4 + + OH - (bu denklemde, NH 3 baz, su da asittir) Petrucci, General Chemistry
Asit Baz Genel olarak: Asitler : Sulu çözeltilerinde H + iyon konsantrasyonunu artıran, bazı metalleri ve metallerin tuzlarını çözebilen, bazlarla reaksiyonu sonucu tuz ve su oluşturan maddelerdir. 1- HCl + H 2 O ----> H 3 O + + Cl - Kuvvetli asitin suda çözünmesi tamamen iyonlaşarak olur. 2- HC 2 H 3 O 2 + H 2 O ------> H 3 O + + C 2 H 3 O - 2 Zayıf asitin (asetik asit) suda çözünmesinde iyonlaşma tam değildir ve iyonlarla moleküller arasında bir denge kurulur. Bu denge asetik asitin asitlik sabiti- K a - ile ifade edilir. Asitlik kuvveti bu sabite bağlıdır.
Asit Baz Genel olarak: Bazlar : Sulu çözeltilerinde OH - (hidroksit) iyonu konsantrasyonunu artıran, asitlerle reaksiyonu sonucu tuz ve su oluşturan maddelerdir. Örnekler : 1- NaOH (aq) Na + + OH - Kuvvetli bazın suda çözünmesi tamamen iyonlaşarak olur. Kaç mol baz çözülmüşse o kadar hidroksit oluşur. 2. NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - Zayıf bir baz olan amonyağın suda çözünmesi kısmen iyonlaşarak olur ve bir denge kurulur. Bazlık kuvvetini bazlık sabiti- K b - belirler.
Suyun İyonlaşması ve ph 2H 2 O (s) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Keq = ([H 3 O + ] [OH ]) / [H 2 O] 2 = 3.23 10 18 Ka = Keq [H 2 O] = ([H 3 O + ] [OH ]) / [H 2 O] = 1.8 10 16 [ref] Ksu = Ka [H 2 O] = Keq [H 2 O] 2 = [H 3 O + ] [OH ] [H 3 O + ] = hidronium iyonunun molaritesi [OH ] = hidroksit iyonunun molaritesi Normal şartlarda Ksu = [H 3 O + ][OH ] = 1.0 10 14 Saf su iyonlaşır ve eşit miktarda H 3 O + and OH iyonu oluşturur, bu nedenle molariteleri de eşit olur: [H 3 O + ] = [OH ] =1.0 10 7
Suyun İyonlaşması ve ph Bir sulu çözeltinin asitliği, bazlığı veya nötr olduğu H 3 O + ve OH - iyonlarının derişimine bağlıdır. Eğer; [H 3 O + ] > [OH - ] ise çözelti asidik [H 3 O + ] < [OH - ] ise çözelti bazik [H 3 O + ] = [OH - ] ise çözelti nötr dür. O halde saf su nötr dür Çözeltilerin asitliği veya bazlığı ph değerleri ile ifade edilir. ph bir çözeltinin H + (veya H 3 O + ) iyonu molar konsantrasyonunun eksi logaritmasıdır. ph = - log [H 3 O + ] Saf suda, [H 3 O + ] = [OH - ] = 1.0x10-7 olduğuna göre saf suyun ph sı ; ph = -log 1x 10-7 = 7 dir. Buna göre, ph < 7 ise çözelti asidik,
Asit Baz İndikatörleri Asit baz indikatörleri çözeltinin ph sına bağlı olarak farklı renkler gösterebilen organik maddelerdir. Bunların kendileri de birer zayıf asit ve bazdırlar.örneğin zayıf asit tipli bir indikatörü HIn ile gösterelim. HIn suda bir miktar iyonlaşarak çözünür ve bir denge kurar. [H 3 O + ] [In - ] HIn + H 2 O In - + H 3 O + K a = ----------------- K a = indikatörün iyonlaşma denge sabitidir. [HIn] [H 3 O + ] = K a --------- [In - ] [HIn] İndikatörler için ph pk a ± 1 aralığı renk değiştirme aralığıdır. Bu ph aralığında indikatörün asit ve baz rengi birbirine karışır. Bu aralık dışında genel olarak çözeltinin ph sı
Asit Baz İndikatörleri http://en.wikipedia.org/wiki/ph_indicator
Asit Baz Titrasyonu Asit-baz nötralleşme reaksiyonları titrimetrik analizler için uygun reaksiyonlardır. Derişimi bilinmeyen örnek asit çözeltisi ise standart olarak bir baz çözelti, örnek baz ise standart olarak bir asit çözeltisi kullanılır. Çözeltilerden biri bürete diğeri erlene alınır ve titrasyon yapılır. Bunun için genellikle aşağıdaki yol izlenir. Örnek olarak numuneyi bir asit çözeltisi olarak düşünelim; - Derişimi bilinmeyen asit çözeltisinden belirli bir hacim erlene alınır ve uygun bir indikatörden birkaç damla ilave edilir, - Standart baz çözeltisi bürete doldurulur, - Erlendeki asit çözeltisi üzerine standart çözeltiden nötralleşme tamamlanana kadar damla damla ilave edilir. Her damladan sonra erlen dikkatlice çalkalanır. Reaksiyonun tamamlandığı İndikatörün renk değişiminden anlaşılır. Bu noktaya eşdeğerlik noktası veya dönüm noktası denilir. - Harcanan baz hacmi büretten okunur. Çözeltinin derişimi bilindiğinden hacmi de dikkate alınarak asiti nötralleştiren bazın mol sayısı bulunur. - Baz ve asit arasındaki reaksiyon stokiyometrisine göre çözeltideki asidin mol sayısı belirlenerek çözelti derişimi hesaplanır. Örneğin kuvvetli bir asit olan HCl ve kuvvetli bir baz olan NaOH arasındaki tepkime aşağıdaki gibi birebirdir. HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (s) ( Kaç mol asit varsa o kadar mol baz ile reaksiyona girer.)
Deneysel Kısım Bu deneyde aspirin tabletlerindeki aspirinin yüzde derişimi titrasyon metoduyla bulunacaktır. Aspirin tek protonlu bir asit C 6 H 4 (OCOCH 3 )COOH (acetylsalicylic asit) olup, molekül yapısı aşağıda verilmiştir. (kırmızı= O, gri=c, beyaz=h) C 6 H 4 (OCOCH 3 )COOH : Acetylsalicylic asit (K a =1.05x10-3 ) OCOCH 3 COOH http://www.ch.ic.ac.uk/wiki/images/f/f4/aspirin11.gif (3D resim kaynağı)
Deneysel Kısım Çözeltinin derişimi biliniyorsa ph sı acetylsalicylic asidin asitlik denge sabiti ile hesaplanır. Aspirini nötralleştirmek için standart NaOH çözeltisi kullanılacaktır. Standart NaOH çözeltisi hazırlamak için de okzalik asit kullanılacaktır. Standart NaOH çözeltisi hiçbir zaman direkt hazırlanamaz. Katısı çok nem çekicidir ve kurutularak sabit tartıma getirilemez. Bu yüzden çözeltisi yaklaşık olarak belli bir Molarite de hazırlanır daha sonra primer standart bir asit ile titre edilerek derişimi tam olarak belirlenir. Bu işleme AYARLAMA veya standardizasyon işlemi denilir. Okzalik asit primer standart bir maddedir. Gerekli Madde ve malzemeler - Katı okzalik asit (H 2 C 2 O 4. 2H 2 O) - NaOH çözeltisi - Aspirin tablet - Fenolftalein indikatör - Erlen (250 ml lik) - Büret (50,0 ml lik)