ÖABT Fen Bilimleri Kimya: Asitler, Bazlar ve Tuzlar konu anlatımı

Asitler, bazlar ve tuzlar günlük yaşamdan sanayiye kadar her yerde karşılaşılan madde sınıflarıdır. Ortaokul programında 8. sınıf "Madde ve Endüstri" ünitesinde asit ve bazların genel özellikleri, pH ölçeği, ayraçlar ve nötrleşme tepkimesi işlenir. ÖABT Fen Bilimleri sınavında ise bu temel bilgilere ek olarak asit-baz tanımları (Arrhenius, Brønsted–Lowry, Lewis), pH-pOH hesapları, asit-baz kuvveti, tuzların hidrolizi, tampon çözeltiler ve titrasyon hesaplamaları sorulur.

25 °C'de saf suda [H⁺] = [OH⁻] = 1·10⁻⁷ M'dir ve suyun iyonlaşma sabiti Kw = [H⁺][OH⁻] = 1·10⁻¹⁴'tür. Bu eşitlik bütün pH hesaplamalarının temelini oluşturur.

Asit-baz tanımları

Genel özellikler

pH ve pOH

• pH = −log[H⁺], pOH = −log[OH⁻]; 25 °C'de pH + pOH = 14.
• pH < 7 asidik, pH = 7 nötr, pH > 7 bazik (25 °C'de).
• pH bir birim azaldığında [H⁺] 10 kat artar.
• Kuvvetli asit ve bazlar: (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄; NaOH, KOH, Ca(OH)₂) suda tamamen iyonlaşır: 0,01 M HCl için pH = 2.
• Zayıf asitler: (CH₃COOH, HF, HCN) kısmen iyonlaşır: HA ⇌ H⁺ + A⁻, Ka = [H⁺][A⁻]/[HA]. İyonlaşma az olduğunda [H⁺] ≈ √(Ka · C) yaklaşımı kullanılır. Zayıf bazlar için benzer biçimde [OH⁻] ≈ √(Kb · C).
• Eşlenik çift için Ka · Kb = Kw. Asit ne kadar kuvvetliyse eşlenik bazı o kadar zayıftır.

Nötrleşme ve tuzlar

• Asit + baz → tuz + su. Tam nötrleşme koşulu: n(H⁺) = n(OH⁻), yani M₁ · V₁ · (H⁺ sayısı) = M₂ · V₂ · (OH⁻ sayısı).
• Tuzun sulu çözeltisinin asitlik-bazlığı iyonların hidrolizine bağlıdır:
  • Kuvvetli asit + kuvvetli baz tuzu (NaCl, KNO₃) → nötr.
  • Zayıf asit + kuvvetli baz tuzu (CH₃COONa, Na₂CO₃) → bazik; anyon suyla OH⁻ oluşturur.
  • Kuvvetli asit + zayıf baz tuzu (NH₄Cl) → asidik; NH₄⁺ suya proton verir.
• Çok protonlu asitlerde (H₃PO₄, H₂SO₄) baz miktarına göre farklı tuzlar oluşur: 1 : 1 oranda NaH₂PO₄, 1 : 2 oranda Na₂HPO₄, 1 : 3 oranda Na₃PO₄.

Tampon çözeltiler ve titrasyon

• Tampon: Zayıf asit ile eşlenik bazının (ya da zayıf baz ile eşlenik asidinin) karışımıdır; az miktarda asit ya da baz eklendiğinde pH'ı pek değişmez. [H⁺] = Ka · [HA]/[A⁻] ya da pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
• Titrasyon: Derişimi bilinen çözeltiyle derişimi bilinmeyen çözeltinin nötrleştirilmesidir. Eşdeğerlik noktası mol eşitliğinin sağlandığı noktadır. Kuvvetli asit-kuvvetli baz titrasyonunda eşdeğerlik noktasında pH = 7; zayıf asit-kuvvetli baz titrasyonunda pH > 7 (fenolftalein uygun); kuvvetli asit-zayıf baz titrasyonunda pH < 7 (metil oranj uygun).

Örnek 1. 25 °C'de 0,001 M Ca(OH)₂ çözeltisinin pH'ı kaçtır?

Çözüm: Ca(OH)₂ kuvvetli bazdır ve tamamen iyonlaşır: Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻. [OH⁻] = 2 · 0,001 = 2·10⁻³ M. pOH = −log(2·10⁻³) ≈ 2,7; pH = 14 − 2,7 = 11,3.

Örnek 2. 40 mL 0,5 M HNO₃ çözeltisini tam nötrleştirmek için 0,2 M KOH çözeltisinden kaç mL gerekir?

Çözüm: n(H⁺) = 0,5 · 0,040 = 0,02 mol. Tam nötrleşme için n(OH⁻) = 0,02 mol olmalıdır. V = 0,02 / 0,2 = 0,1 L = 100 mL.

Örnek 3. 200 mL 0,2 M HCl ile 200 mL 0,1 M NaOH karıştırılıyor. Son çözeltinin 25 °C'deki pH'ı kaçtır?

Çözüm: n(H⁺) = 0,2 · 0,2 = 0,04 mol; n(OH⁻) = 0,1 · 0,2 = 0,02 mol. Nötrleşmeden sonra 0,02 mol H⁺ artar. Toplam hacim 0,4 L olduğundan [H⁺] = 0,02 / 0,4 = 0,05 M. pH = −log(5·10⁻²) ≈ 1,3.

Örnek 4. 0,01 M HCN çözeltisinin pH'ı kaçtır? (Ka = 1·10⁻¹⁰)

Çözüm: [H⁺] ≈ √(Ka · C) = √(1·10⁻¹⁰ · 1·10⁻²) = √(1·10⁻¹²) = 1·10⁻⁶ M. pH = 6. İyonlaşma yüzdesi (1·10⁻⁶ / 1·10⁻²) · 100 = %0,01 olduğundan yaklaşım geçerlidir.

Örnek 5. 0,1 M NH₃ ve 0,1 M NH₄Cl içeren tampon çözeltinin pH'ı kaçtır? (NH₃ için Kb = 1·10⁻⁵)

Çözüm: Bazik tamponda [OH⁻] = Kb · [NH₃]/[NH₄⁺] = 1·10⁻⁵ · (0,1 / 0,1) = 1·10⁻⁵ M. pOH = 5, pH = 14 − 5 = 9.