DENEYİN ADI : ASİT-BAZ TİTRASYONU

DENEYİN AMACI : Derişimi bilinen bir çözelti yardımıyla derişik başka bir çözeltinin derişimini bulabilme.

TEORİK BİLGİ :

ASİTLER VE BAZLAR

Asitlerin ve bazların tanımı, kimyada şüphesiz en önemli ve yararlı tanımlardan biridir. Gerçekte hemen hemen bütün kimyasal tepkimeleri, asit-baz tepkimeleri veya yükseltgenme-indirgenme tepkimeleri olarak sınıflandırma olanağı vardır. Günümüze dek asit ve bazlar için çeşitli tanımlar yapılmıştır. Asitler ve bazlar için yapılan ilk tanım sulu çözeltilerde gözlenen özelliklerine dayanır. Sulu çözeltilerinin ekşimsi bir tadı olan ve turnusol kağıdını kırmızıya dönüştüren maddelere asit denir. Bazların sulu çözeltilerinin acımsı bir tadı vardır ve turnusol kağıdını maviye dönüştürürler. Atomların ve moleküllerin yapıları ile ilgili bilginin gelişmesi, kimyacıları asitlerin ve bazların yapıları ile özellikleri arasında bağıntı aramaya zorlamıştır.

Arrhenius Asit-Baz Teorisi :

Arrhenius’a göre asit, suda hidrojen iyonu (H+); baz hidroksit iyonu (OH-) oluşturarak çözünen maddedir.

HCl(g) H+(suda) + Cl-(suda) (Asit)

HNO3 (s) H+(suda) + NO3-(suda) (Asit)

NaOH (k) Na+(suda) + OH-(suda) (Baz)

Ba(OH)2 (k) Ba+2(suda) + 2OH- (suda) (Baz)

Arrhenius’un asit-baz tanımı, maddelerin yalnız sulu çözeltileri için geçerlidir. Zamanla kimya geliştikçe susuz ortamlar için de asit ve bazı tanımlama gereği doğmuştur.

Brønsted-Lowry Asit-Baz Teorisi

1923 yılında İngiliz kimyacısı Lowry ve Danimarkalı kimyacı Brønsted birbirlerinden habersiz asit ve baz için daha genel bir teori geliştirdi. Bunlara göre, bir tepkimede proton (H+ iyonu) verici madde asit; proton alıcı madde ise bazdır. Örneğin; HCl suda çözündüğünde suya H+ iyonu vererek onu hidronyum veya hidroksonyum iyonuna (H3O+) dönüştürür.

HCl (g) + H2O (s) H3O+ (suda) + Cl- (suda)

Bu tepkimede, HCl proton verici olduğundan asit, H2O proton alıcı olduğundan bazdır. Bu tepkimenin tersi düşünüldüğünde;

H3O+ (suda) + Cl- (suda) HCl (g) + H2O (s)

H3O+  iyonu Cl- iyonuna proton verdiği için asit; Cl- iyonu proton aldığı için bazdır.

Brønsted-Lowry asit-baz teorisinde aralarında H+ iyonu kadar fark olan asit-baz çiftine eşlenik (konjuge) asit-baz çifti denir. Yukarıdaki tepkimede HCl / Cl- ve H3O+ / H2O eşlenik asit-baz çiftleridir.

Lewis Asit-Baz Teorisi

Brønsted-Lowry’nin asit-baz teorilerini ileri sürdükleri yıllarda Amerikalı kimyacı Newton Lewis da bir asit-baz teorisi geliştirdi. Lewis’a göre baz, elektron çifti verebilen; asit, elektron çifti alabilen maddedir. Bir maddenin elektron nokta (Lewis) yapısına bakarak maddenin asit mi, yoksa baz mı olduğuna karar verilebilir. Bu nedenle Lewis teorisi diğer teorilerden daha geneldir. Örneğin; NH3 ve BF3 maddelerinin asit-baz karakterleri hakkında şunlar söylenebilir: BF3 bileşiğinde, bor atomu 6 değerlik elektronuna sahip olduğundan soy gaz elektron yapısına ulaşamamıştır. Bor atomu soy gaz elektron yapısına ulaşmak (oktedini tamamlamak) için bir elektron çifti (2 elektron) alabilir. Bu nedenle BF3 bir Lewis asididir. NH3 bileşiğinde azot atomu bir çift ortaklaşa kullanılmayan elektrona sahiptir. NH3 bu elektron çiftini başka atomlarla paylaşabilir. O halde NH3 bir Lewis bazıdır.

Çok Kullanılan Bazı Asit ve Bazlar

Asitler (Yıldızla işaretli olanlar, zayıf elektrolitlerdir ve sulu çözeltide daha çok ayrışmamış moleküller halinde bulunurlar.)

Bir Protonlu Asitler

HX H+ + X- HF : Hidrofluorik asit * HClO3 : Klorik asit

HCl : Hidroklorik asit HClO4 : Perklorik asit

HBr : Hidrobromik asit HNO2 : Nitröz asit *

İki Protonlu Asitler

H3X H+ + HX- H3SO4 : Sülfürik asit COOH : Oksalik asit *COOH

HX- H+ + X-2 H2SO3 : Sülfüroz asit * H2S : Hidrosülfirik asit

H2CO3 : Karbonik asit * H2PO3 : Fosforöz asit

Üç Protonlu Asitler

H3X H+ + H2X-

H2X H+ + HX-2 H3PO4 : Ortofosforik asit *

HX-2 H+ + X-3

Asidik Oksitler


Bazı Ametal Oksitleri
Bazı Metal Oksitleri

SO2 SO2 + H2O H2SO3 CrO3 CrO3 + H2O H2CrO4

N2O3 N2O3 + H2O 2 HNO3 2 CrO3 + H2O H2Cr2O7

P4O6 P4O6 + 6 H2O 4 H3PO3 Mn2O7 Mn2O7 + H2O 2 HMnO4

P4O10 P4O10 +6 H2O 4 H3PO4

Bazlar

Molekülsel Bazlar
NH3 * (Amonyum hidroksit) NH3 + H2O
NH4++OH-

N2H4 (Hidrazin) N2H4 +H2O N2H5+ + OH-

NH2OH (Hidroksilamin) NH2OH + H2O NH3OH+ + OH-

İyonik Bazlar
Metal hidroksitleri

MOH M+ +OH- Alkali metaller, Ba+2 ve Sr+2 hidroksitleri hariç suda çözünmezler

M(OH)2 M+ +2 OH- Ca(OH)2 az çözünür.

Bazik Oksitler

(Metal Oksitleri) M2O + H2O 2 MOH M : Li, Na

MO + H2O M(OH)2 M : Ca, Sr, Cr, Mn

Asit ve Bazların Genel Özellikleri

Asitlerin Özellikleri :

  1. Suda çözündüklerinde iyon oluştururlar. Bu nedenle asitlerin sulu çözeltileri az ya da çok elektrik akımını iletir.
  2. Tatları ekşidir. Limonun ekşiliği içindeki sitrik asitten, sirkenin ekşiliği içindeki asetik asitten ileri gelir.
  3. Boya maddelerine etki ederler. Örneğin; asitler mavi turnusol boyasının rengini kırmızıya dönüştürür, pembe renkli fenolftalein boyasını renksiz hale getirirler.
  4. Na, K, Mg gibi iyonlaşma enerjisi düşük (tepkime verme eğilimi yüksek) metallerle tepkimeye girerek hidrojen gazı oluştururlar.

Na(k) + HCl (suda) NaCl (suda) + ½ H2(g)

Mg (k) + H2SO4(suda) MgSO4(suda) + H2(g)

Bu tepkimeyi alkali ve toprak alkali metallerin tümü ile Fe, Zn ve Al gibi soy olmayan metaller verir.

Cu, Hg ve Ag gibi yarı soy metallere yapısında oksijen bulunmayan HCl, HBr gibi asitler etki etmez. Bu metallere HNO3 ve H2SO4 gibi kuvvetli asitler etki eder. Ancak bu tepkimelerde H2 gazı yerine H2O oluşur.

Cu (k) + 4 HNO3(suda) Cu(NO3)2(suda) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (s)

2 Ag (k) + 2 H2SO4(suda) Ag2SO4(suda) + SO2 (g) + 2 H2O (s)

Au ve Pt gibi soy metallere asitlerin hiçbiri yalnız başına etki edemez. Bu metallere üç hacim derişik HCl ve bir hacim HNO3 karışımı olan kral suyu (altın suyu) etki eder.

  1. Karbonat ve bikarbonatlarla tepkimeye girerek CO2 gazı oluştururlar.

CaCO3(k) + 2 HCl (suda) CaCl2 (suda) + CO2 (g) + H2O (s)

  1. Bazlarla birleşerek tuz ve su oluştururlar. Bir asit bir bazla birleştiğinde hem asit hem de baz özelliklerini kaybeder. Bu nedenle asitlerle bazlar arasındaki tepkimelere nötrleşme tepkimesi denir. …….(3)

HCl (suda) + NaOH (suda) NaCl (suda)


Bazların Özellikleri :

  1. Suda iyon oluşturarak çözünürler. Çözeltileri elektrik akımını iletir.
  2. Tatları acıdır. Sabun köpüğünün acılığı yapısındaki sodyum hidroksitten, karabiberin acılığı yapısındaki piperidin bazından ileri gelir.
  3. Boya maddelerine etki ederler. Bazlar, kırmızı turnusolu mavi; renksiz fenolftaleini pembe yaparlar.
  4. Kuvvetli bazlar amfoter metallerle (Zn, Al, Pb, Sn…) tepkimeye girerek hidrojen gazı oluştururlar.

Zn (k) + 2 NaOH (suda) Na2ZnO2 (suda) + H2 (g)

Al (k) + 3 KOH (suda) K3AlO3 (suda) + 3/2 H2 (g)

  1. Elle tutulduklarında kayganlık hissi verirler. Sabunun, yumurta akının ve deniz suyunun kayganlıkları yapılarındaki bazlardan kaynaklanır.
  2. Asitleri nötrleştirirler. Yani asitlerle veya asit oksitlerle tuzları oluştururlar.

H2CO3 (suda) + Ca(OH)2(suda) CaCO3 (k) + 2 H2O (s)

Asit-Bazların Kuvveti

Asitlerin ve bazların kuvveti, bunların suda iyonlaşma yüzdeleri ile ilgilidir. Suda %100′e yakın oranda iyonlaşan asit veya bazlara kuvvetli asitler veya bazlar denir. Diğer bir deyişle kuvvetli asitler veya bazlar, kuvvetli elektrolitlerdir.

Kuvvetli Asitler

Kuvvetli Bazlar

HCl Hidroklorik asit

NaOH Sodyum hidroksit

HBr Hidrobromik asit


KOH Potasyum hidroksit

HI Hidroiyodik asit


CsOH Sezyum hidroksit

HNO3 Nitrik asit


Ca(OH)2 Kalsiyum hidroksit

H2SO4 Sülfürik asit


Sr(OH)2 Strosinyum hidroksit

HClO4 Perklorik asit


Ba(OH)2 Baryum hidroksit

Tablo-2

Asit ve bazların çoğu suda çözündükleri halde iyonlarına çok az ayrışır. “Zayıf asit ve baz” olarak adlandırılan böyle maddeler suda daha çok moleküller halinde bulunur. Zayıf asit-baz çözeltilerinin elektrik iletkenliği çok azdır.

Bir asidin veya bazın değerliği ile kuvveti arasında bir ilişki yoktur.

250C’de 107 M’dan yüksek konsantrasyonda H+ iyonları içeren bir çözelti asidiktir, denir. 107 M’dan daha az H+ iyonu içeren çözeltiye de baziktir, denir. [H+] > [OH-] ise çözelti asidiktir. [H+] <[OH-] ise çözelti baziktir.

MOLARİTE :

1000 cm3 çözeltide çözünen maddenin mol sayısına molarite denir. Molarite tanımının çözeltinin toplam hacmine bağlı olduğuna dikkat edilmelidir. Sıvı-sıvı karışımları hazırlanırken, bazen çözeltinin toplam hacminin saf haldeki sıvı hacimleri toplamına eşit olduğu görülür. Genellikle, çözeltinin toplam hacmi bileşenlerin saf haldeki hacimleri toplamından büyük ya da küçük olur. Bu yüzden molar çözeltiler hacmi kesin olarak belli olan balon jojelerde hazırlanır. Bunun için önce çözünen madde doğru olarak tartılıp balon joje içine konur. Sonra da bir miktar suda çözülerek hacmi balon boğazındaki özel çizgiye dek damıtık su ile doldurulur. Eğer madde sıvıysa, gerekli hacmi bir pipet ile ölçülerek alınır ve balon joje içine konur.

Eğer, n2 mol çözünen V hacmindeki çözeltide çözünmüş ise, çözeltinin molaritesi

M = (n2 / V) 1000 = (g2 / M2)(1000 / V)

bağıntısı yazılabilir. Hacim dm3 olarak alındığında molaritenin M = n2 / V bağıntısı ile hesaplanacağı açıktır. Çözünenin kütlesi g2, çözücünün kütlesi g1 ve çözeltinin yoğunluğu d olduğunda, hacim yerine V = (g1 + g2) / d yazılabileceğinden molarite için,

M = [g2 / (g1 + g2)] 1000 g / M2 = 1000 a2d / M2

şeklinde yeni bir bağıntı bulunur. Hacme bağlı molaritenin sıcaklıkla değişeceği açıktır. Bunun için çözeltiler sabit sıcaklıklarda ve bu sıcaklıklara göre kalibre edilmiş balon jojelerde hazırlanır.

NORMALİTE :

Bir litre çözeltide çözünmüş olan maddenin eşdeğer gram sayısıdır. Pratik olarak; Normalite = molarite x etki değeri

Etki değeri: Asitlerde suya verilen H+ sayısı, bazlarda OH- sayısı, tuzlarda ise (+) ya da (-) yük sayısıdır. 

Eşdeğer Ağırlıklar ve Normal Çözeltiler

Bir derişim birimi, bir litre çözeltideki çözünenin eşdeğer gram ayısına dayanır. Bir eşdeğer gramın tanımı ise dikkate alınan tepkimenin türüne bağlıdır. Bununla birlikte tanım daima verilen bir reaktifin bir eşdeğer gramının diğer bir maddenin tam olarak bir eşdeğer gramıyla tepkimeye girdiği varsayımına dayanır.

Eşdeğerliklerin tanımında kullanılan asit-baz tepkimeleri :

Bir bileşiğin bir eşdeğer gramının kütlesine o bileşiğin eşdeğer ağırlığı denir. Asit-baz tepkimelerinde eşdeğer ağırlık bir H+ (aq) iyonunun bir OH- (aq) iyonu ile etkileşmesi gerçeğine dayanır.

H+ (aq) + OH- (aq) H2O (s)

Bir asidin 1 eşdeğer gramı 1 mol H+ (aq) iyonu verebilen miktarıdır. Bir bazın 1 eşdeğer gramı ise 1 mol OH- (aq) verebilen miktarıdır. Eğer 1 mol H+ (aq), 1
mol OH- (aq) ile tepkimeye giriyorsa 1 eşdeğer gram asitle 1 eşdeğer baz etkileşiyor demektir. 

TİTRASYON

Bilinen derişimlerde hazırlanan çözeltilere standart çözeltiler denir ve diğer çözeltilerin derişimlerini belirlemede kullanılırlar. Bulunan derişimden çözelti içindeki madde miktarına geçilebilir. Yapılan bu işleme hacimsel analiz (volumetrik analiz) adı verilir. Örneğin standart bir baz çözeltisi, bir asit çözeltisinin derişiminin belirlenmesinde kullanılır. Bunun için yapılan işleme titrasyon denir. Standart baz çözeltisi bürete doldurulur ve musluğu azar azar açılıp bir miktar akıtılarak çözelti düzeyi büretin üst çizgisine veya uygun bir çizgisine ayarlanır. Derşimi bilinmeyen asit çözeltisinden yine bir büret veya yardımıyla çok dikkatle ölçülerek belli hacimde çözelti bir beher veya erlen içine alır. Üzerine birkaç damla indikatör damlatılır. Standart baz çözeltisi sürekli çalkalanan erlen içindeki asit çözeltisi üzerine yavaş yavaş akıtılır. İndikatörün rengi açılmaya başladığı zaman tepkime sonlanmaya yaklaştığından birkaç damla daha baz çözeltisi büretten damlatılarak indikatörün renk dönüşümü noktasında titrasyon kesilir, bu noktada tepkime sonlanmıştır. Derişimi bilinmeyen asit çözeltisinin hacmi belli olduğundan, derşimi bilinen baz çözeltisinin harcanan hacmi büretten dikkatlice okunarak Na = Nb . Vb / Va eşdeğerlik kuralından asidin Na normalitesi hesaplanır. Ters işlemle normalitesi bilinen asit çözeltisi kullanılarak bazın bilinmeyen Nb normalitesi de bulunur. 

Asit-Baz İndikatörleri :

İndikatörler, ortamın asitli veya bazlı oluşuna göre ve genellikle belli bir pH’da renk değiştiren zayıf organik asitler veya bazlardır. Asit-baz titrasyonlarında, dönüm noktasını bulmak için titre edilecek çözeltiye çok az miktarda katılırlar. Bir titrasyon için indikatör seçimi, dönüm noktası için beklenen pH göz önüne alınarak yapılabilir.

İndikatörlerin önemli bir kullanım alanı çözeltilerin pH’ını bulmaktır. Genellikle indikatör çözeltisi emdirilmiş kağıtlar, bu indikatörlerin renk değiştirdiği pH kağıdıdır. 

Bazı İndikatörler

İndikatör

Renk Değişimi

Renk Değişiminin

Gözlendiği pH Sınırı

Timol Mavisi

Kırmızı-Sarı

1,2-2,8

Bromofenol Mavisi

Sarı-Mavi

3,0-4,6

Kongo Kırmızısı

Mavi-Kırmızı

3,0-5,0

Metil Oranj

Kırmızı-Sarı

3,2-4,4

Bromokrezol Yeşili

Sarı-Mavi

3,8-5,4

Metil Kırmızısı

Kırmızı-Sarı

4,8-6,0

Bromotimol Mavisi

Sarı-Mavi

6,0-7,6

Turnusol

Kırmızı-Mavi

7,0

Krezol Kırmızısı

Sarı-Kırmızı

7,0-8,8

Timol Mavisi

Sarı-Mavi

8,0-9,6

Fenolftalein

Renksiz-Kırmızı

8,2-10,0

Alizarin Sarısı

Renksiz-Kırmızı

10,1-12,0

Tablo-3

4)KULLANILAN ARAÇ VE GEREÇLER :

  • 1 adet 100 ml’lik beher
  • 1 adet 50 ml’lik büret
  • 2 adet 250 ml’lik erlenmayer
  • Çeşme suyu
  • %37′lik HCl çözeltisi
  • Derişimi bilinmeyen NaOH
  • İndikatör (fenolftaleyn)

DENEYİN ŞEKLİ :


DENEYİN YAPILIŞI :

HCl şişesi üzerindeki değerler:

d = 1,19g/cm3

MD =36,46 g/mol

% derişim = %37

Molarite hesabı……………..m= 1190 gr . 37

100


1190 gr . 37

n = __m_ = _____100_____ = 12,07 mol

MD 36,46

M= __n__ = 12,07 = 12,07 M

V 1

**Hazırlanan çözelti 25 ml 0,5 M olacak.

M1 V1 = M2 V2

0,5 . 25 = 12,07 . V2

V2 = 1,03ml HCl

25-1,03 = 23,97 ml su alınacak.

23,97 ml suyu büretle ölçüp 100 ml’lik behere aldık, içine 1,03 ml HCl’yi yavaş yavaş ekledik ve üzerine birkaç damla fenolftalein kattık. Beherdeki HCl çözeltisini 250 ml’lik erlene aldık. Daha sonra başka bir behere su koyup üzerine rastgele miktarda NaOH ilave ettik. İçinde HCl’nin bulunduğu erlene, hazırladığımız NaOH’lı suyu büretten yavaş yavaş akıttık. Bu sırada erleni çalkaladık. Sürekli bir pembe renk görülene kadar NaOH ilavesi yaptık. Pembe renk kaybolmayınca işlemi sonlandırdık.

DENEYİN SONUCU :

Sürekli bir pembe renk oluşana kadar eklediğimiz NaOH çözeltisi 7ml’ydi.

N1 M 1= N2 M2

M1 Ts V1 = M2 Ts V2

M1 1 . 7 = 0,5 . 1 . 25

M1 = 1,785 M

DENEYİN YORUMU :

Bu deneyle derişimini bilmediğimiz NaOH bazını, HCl asit çözeltisi yardımıyla bulmuş olduk. NaOH’in derişimini direkt üzerinde bulunan değerlerden hesaplayamıyoruz. Çünkü NaOH’taki Na’un nem emici özelliği var, Na, suyla hemen etkileşir, kaybolan bu değer bilinemez.

Titrasyon işlemi sırasında NaOH’i fazla ekledik, çünkü çok koyu bir pembe renk oluştu ve uzun süre kaybolmadı. Pembe rengin oluşumunu sağlayan, sadece bazik ortamda renk değiştiren fenolftalein indikatörüdür. Aslında eklememiz gereken NaOH , 7 ml’den daha azdı. Yani NaOH’in molaritesi 1,785′den daha fazladır.

KAYNAKÇA :

  1. Fen Bilgisi Laboratuarı Deney Klavuzu; Dr. Sinan Erten, Araş. Gör. Pınar Özdemir, Dr. Cemil Aydoğdu, Araş. Gör. Serkan Yılmaz
  2. Prof. Dr. Ender Erdik, Prof. Dr. Yüksel Sarıkaya; Temel Üniversite Kimyası Cilt-1, s. 332


Benzer Konular