Zayıf Asit ve Bazlarda pH Hesaplamaları

Zayıf Asit ve Bazlarda Denge Bağıntısının Gerekliliği

Zayıf asitlerde ve zayıf bazlarda pH hesaplamaları kuvvetli asit ve bazlara göre farklılık gösterir; çünkü zayıf asitler ve zayıf bazlar suda kısmen iyonlaşır. Zayıf asitlerin ve zayıf bazların iyonlaşma tepkimeleri denge tepkimeleridir; iyonlaşan miktarı belirlemek için denge bağıntısından yararlanılır. Zayıf asitler için denge sabiti ifadesine asitlik sabiti (Ka), zayıf bazlar için ise bazlık sabiti (Kb) denir.

Zayıf Asit pH Hesaplama Adımları

Belirli bir sıcaklıkta Ka değeri 1×10⁻⁹ olan HCN'nin 0,1 M'lık sulu çözeltisi için hesaplama adımları:

1. Zayıf asidin iyonlaşma denge tepkimesi yazılır: HCN(suda) + H₂O(s) ⇌ H₃O⁺(suda) + CN⁻(suda)
2. Denge bağıntısı yazılır: Ka = [H₃O⁺][CN⁻] / [HCN]
3. Derişimlerdeki değişim x olarak ifade edilir: başlangıç 0,1 M / değişim −x, +x, +x / denge (0,1−x), x, x
4. Denge derişimleri bağıntıda yerine yazılır: Ka = x²/(0,1−x). Zayıf asitler çok az iyonlaştığından x değeri 0,1'in yanında ihmal edilebilir; bu durumda Ka = x²/0,1 olur.
5. Değerler yerine konur: 10⁻⁹ = x²/0,1 ⇒ x² = 10⁻¹⁰ ⇒ x = [H₃O⁺] = 10⁻⁵ M
6. pH hesaplanır: pH = −log(10⁻⁵) = 5

Genel olarak Ca derişimli HA zayıf asidi için x = [H₃O⁺] = √(Ca·Ka) bağıntısı kullanılır (x, Ca'nın yanında ihmal edilebildiğinde geçerlidir).

Zayıf Baz pH Hesaplama Adımları

25°C'ta Kb değeri yaklaşık 1×10⁻⁵ olan NH₃'ün 0,1 M'lık sulu çözeltisi için hesaplama adımları:

1. İyonlaşma denklemi yazılır: NH₃(suda) + H₂O(s) ⇌ NH₄⁺(suda) + OH⁻(suda)
2. Denge bağıntısı yazılır: Kb = [NH₄⁺][OH⁻] / [NH₃]
3. Derişim değişimi x olarak ifade edilir: başlangıç 0,1 M / değişim −x, +x, +x / denge (0,1−x), x, x
4. x, 0,1'in yanında ihmal edilerek Kb = x²/0,1 yazılır.
5. Değerler yerine konur: 10⁻⁵ = x²/0,1 ⇒ x² = 10⁻⁶ ⇒ x = [OH⁻] = 10⁻³ M
6. pOH = −log(10⁻³) = 3
7. pH + pOH = 14 bağıntısından pH = 14 − 3 = 11

Genel olarak Cb derişimli BOH zayıf bazı için x = [OH⁻] = √(Cb·Kb) bağıntısı kullanılır.

Uygulama Örnekleri

Kireç çözücülerde kullanılan asetik asit (CH₃COOH) zayıf bir asittir; 25°C'ta Ka değeri yaklaşık 1×10⁻⁵ olan 0,1 M CH₃COOH çözeltisinde x=[H₃O⁺]=√(0,1×10⁻⁵)=√10⁻⁶=10⁻³ M olduğundan pH=−log(10⁻³)=3'tür. Bu değer, aynı derişimdeki kuvvetli asit HCl'nin pH'ından (pH=1) daha büyüktür — CH₃COOH'ın kısmen iyonlaşması nedeniyle daha az H₃O⁺ üretmesi, kireci daha yavaş ama daha az aşındırıcı biçimde temizlemesini açıklar.

Ka değeri yaklaşık 5×10⁻⁴ olan 0,2 M HF çözeltisinde x=√(0,2×5×10⁻⁴)=√10⁻⁴=10⁻² M olduğundan pH=−log(10⁻²)=2'dir. Kb değeri yaklaşık 4×10⁻⁴ olan 0,25 M C₂H₅NH₂ çözeltisinde x=[OH⁻]=√(0,25×4×10⁻⁴)=√10⁻⁴=10⁻² M olduğundan pOH=2, pH=14−2=12'dir.

Özet

• Zayıf asit ve bazların iyonlaşması denge tepkimesidir; iyonlaşma miktarı Ka (asitlik sabiti) veya Kb (bazlık sabiti) kullanılarak hesaplanır çünkü kısmi iyonlaşma nedeniyle derişim doğrudan asit/baz derişimine eşit değildir.
• Hesaplama, x=√(Ca·Ka) (asitler için) ya da x=√(Cb·Kb) (bazlar için) bağıntısıyla yapılır; bu bağıntı x'in başlangıç derişimi yanında ihmal edilebilecek kadar küçük olduğu varsayımına dayanır.
• 0,1 M HCN (Ka=10⁻⁹) çözeltisinde pH=5, 0,1 M NH₃ (Kb=10⁻⁵) çözeltisinde pH=11 bulunur; eşit derişimde zayıf asit/bazların pH'ı kuvvetli asit/bazlara göre nötr pH'a (7) daha yakındır çünkü daha az iyonlaşırlar.