Ana içerik

Suyun Otoiyonizasyonu ve Kw

Google Classroom

Suyun otoiyonizasyonunı, otoiyonizasyon sabiti Kw'yi ve sulu çözeltilerde [H⁺] ve [OH⁻] arasındaki ilişkiyi öğrenelim.

Önemli noktalar

Su otoiyonizasyon geçirerek, $H_{3} O^{+}$ ‍ ve ${OH}^{-}$ ‍ iyonlarını oluşturabilir.
Suyun otoiyonizasyon tepkimesinin denge sabiti ( $K_{w}$ ‍), $25^{\circ} C$ ‍'de $10^{- 14}$ ‍'tür.
Nötr bir çözeltide, $[H_{3} O^{+}] = [{OH}^{-}]$ ‍
Asidik bir çözeltide, $[H_{3} O^{+}] > [{OH}^{-}]$ ‍
Bazik bir çözeltide, $[{OH}^{-}] > [H_{3} O^{+}]$ ‍
$25^{\circ} C$ ‍'deki sulu çözeltiler için, aşağıdaki ilişkiler daima doğrudur:

$K_{w} = [H_{3} O^{+}] [{OH}^{-}] = 10^{- 14}$ ‍

$pH + pOH = 14$ ‍

Suyun otoiyonizasyonunun, $[H_{3} O^{+}]$ ‍ ve $[{OH}^{-}]$ ‍'e katkısı, aşırı seyreltik asit ve baz çözeltileri için önemlidir.

Su amfoteriktir

Su, asit-baz tepkimelerinde kullanılan en yaygın çözücülerden biridir. Brønsted-Lowry Asit Baz Teorisi ile ilgili bir önceki makalede açıkladığımız üzere; su ayrıca amfoteriktir yani Brønsted-Lowry asidi veya bazı olarak davranabilir.

$1.$ ‍ Alıştırma: Bir tepkimede suyun rolünü belirleyelim

Aşağıdaki tepkimelerde suyun asit mi baz mı olduğunu ya da ikisi de olmadığını belirleyiniz.

1

Suyun otoiyonizasyonu

Asitler ve bazlar kendi aralarında tepkimeye girdiğinden bu, suyun kendisi ile tepkimeye girebileceği anlamına gelir! Bu, kulağa tuhaf gelse de, su molekülleri birbirleriyle küçük ölçüde proton alışverişine girdiğinde gerçekleşir. Bu olaya suyun otoiyonizasyonu ya da kendiliğinden iyonlaşması deriz.

Proton alışverişi, aşağıdaki dengelenmiş denklemle ifade edilebilir:

H_{2} O (l) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)

Proton veren su molekülü Bronsted-Lowry asidi gibi davranırken; protonu alan diğer su molekülü de Bronsted-Lowry bazı gibi davranır. Bu hidronyum ve hidroksit iyonlarının

1 : 1

mol oranında ortaya çıkması ile sonuçlanır. Saf suyun her bir numunesinde, hidronyum (

H_{3} O^{+}

) ve hidroksit (

{OH}^{-}

) derişimi eşit olmalıdır:

[H_{3} O^{+}] = [{OH}^{-}] saf suda

Bu sürecin tersinir olduğuna dikkatinizi çekmek istiyoruz. Su, zayıf bir asit ve zayıf bir baz olduğu için, hidronyum ve hidroksit iyonları iyonlaşmamış suya göre çok, çok küçük derişimlerde bulunur. Peki bu derişimler, ne kadar küçüktür? Haydi bu tepkime için özel sembolü (

K_{w}

) olan denge sabitini (otoiyonlaşma sabiti de denir) inceleyelim.

Otoiyonizasyon sabiti ( $K_{w}$ ‍)

Otoiyonizasyon sabiti aşağıdaki gibi ifade edilir:

K_{w} = [H_{3} O^{+}] [{OH}^{-}] (Denklem 1)

Denge ifadelerini yazarken, katıların ve sıvıların konsantrasyonlarının dahil edilmediğini aklımızdan çıkarmamalıyız. Bu nedenle,

K_{w}

ifademiz, saf bir sıvı olan suyun konsantrasyonunu içermez.

Suyun

pH

'ıyla bağlantılı olan

[H_{3} O^{+}]

'yı kullanarak,

25^{\circ} C

'deki

K w

değerini hesaplayabiliriz.

25^{\circ} C

'de, saf suyun

pH

'ı

7

'dir. Buna göre, saf sudaki hidronyum iyonlarının konsantrasyonunu hesaplayabiliriz:

[H_{3} O^{+}] = 10^{- pH} = 10^{- 7} M 25^{\circ} C

'de

Son bölümde suyun otoiyonizasyonu sırasında hidronyum ve hidroksitin 1:1 mol oranında oluştuğunu görmüştük. Bu ilişkiyi,

25^{\circ} C

'deki saf suyun hidroksit derişimini hesaplamak için kullanabiliriz:

[{OH}^{-}] = [H_{3} O^{+}] = 10^{- 7} M 25^{\circ} C

'de

Bunu gözünüzde canlandırmak biraz zordur, ancak

10^{- 7}

son derece küçük bir sayıdır. Bir su numunesinde, su moleküllerinin sadece küçük bir oranı iyonlaşmış formda olacaktır.

[{OH}^{-}]

[H_{3} O^{+}]

değerlerini bildiğimize göre,

25^{\circ} C

'de

K_{w}

'yu hesaplamak için denge ifademizde bu değerleri kullanabiliriz:

K_{w} = (10^{- 7}) \times (10^{- 7}) = 10^{- 14} at 25^{\circ} C

Kavram kontrolü: $25^{\circ} C$ ‍'deki bir litre suda kaç tane hidroksit ve hidronyum iyonu bulunur?

Aşağıdaki ilişkinin,

25^{\circ} C

'de doğru olduğunu biliyoruz:

[{OH}^{-}] = [H_{3} O^{+}] = 10^{- 7} \frac{mol}{L}

Bu, bir litre suyun hidronyum iyonlarının ve hidroksit iyonlarının her birisinden

10^{- 7} mol

içerdiği anlamına gelir. Avogadro sayısını kullanarak, mol sayısını iyon sayısına çevirebiliriz:

10^{- 7} mol \times \frac{6, 022 \times 10^{23} iyon}{1 mol} = 6, 022 \times 10^{16} iyon

Bu, kulağa çok büyük bir sayı gibi geliyor! Anlamlandırabilmek için, hidronyum ve hidroksit sayısını aynı hacimdeki su molekülü sayısıyla karşılaştırabiliriz. Bir litre suda

3, 34 \times 10^{25}

tane su molekülü vardır. Bu, çözeltideki,

H_{3} O^{+}

{OH}^{-}

iyonlarının sayısından yaklaşık

10^{9}

kat fazladır!

Otoiyonizasyon sabiti, $pH$ ‍ ve $pOH$ ‍ arasındaki ilişki

K_{w}

'nun

25^{\circ} C

'de

10^{- 14}

'e eşit olduğu gerçeği, ilginç ve yararlı yeni bir denklem elde etmemizi sağlar. Eğer önceki bölümdeki

Denklem 1

'in iki tarafının da negatif logaritmasını alırsak, aşağıdaki denklemi elde ederiz:

\begin{aligned} - \log K_{w} & = - \log ([H_{3} O^{+}] [{OH}^{-}]) \\ = - (\log [H_{3} O^{+}] + \log [{OH}^{-}]) \\ = - \log [H_{3} O^{+}] + (- \log [{OH}^{-}]) \\ = pH + pOH \end{aligned}

- \log K_{w}

'yu

p K_{w}

şeklinde kısaltabiliriz, bu

25^{\circ} C

'de

14

'e eşittir:

p K_{w} = pH + pOH = 14, 25^{\circ} C^{'} d e (Eq. 2)

Buna göre,

25^{\circ} C

'deki herhangi bir çözelti için

pH

pOH

'ın toplamı daima

14

olacaktır.

K_{w}

sıcaklığa bağlı olduğundan, bu ilişkinin başka sıcaklıklarda geçerli olmayacağını sakın aklınızdan çıkarmayın!

$1.$ ‍ Örnek: $pH$ ‍'tan $[{OH}^{-}]$ ‍'yi hesaplayalım

Bir çözeltinin,

25^{\circ} C

'deki

pH

'ı

10

'dur.

Çözeltideki hidroksit iyonlarının derişimi nedir?

$1.$ ‍ Yöntem: Denklem $1$ ‍'i kullanalım

Bu problemi çözmenin yollarından birisi, öncelikle

pH

'ı kullanarak

[H^{+}]

değerini bulmaktır:

\begin{aligned} [H_{3} O^{+}] & = 10^{- pH} \\ = 10^{- 10} M \end{aligned}

Denklem 1'i kullanarak

[{OH}^{-}]

değerini hesapladığımızda:

\begin{aligned} K_{w} & = [H_{3} O^{+}] [{OH}^{-}] [{OH}^{-}] değerini bulmak için yeniden düzenleyin \\ [{OH}^{-}] & = \frac{K_{w}}{[H_{3} O^{+}]} K_{w} {ve [H}_{3} O^{+}] değerlerini yerleştirin \\ = \frac{10^{- 14}}{10^{- 10}} \\ = 10^{- 4} M \end{aligned}

$2.$ ‍ Yöntem: Denklem $2$ ‍'yi kullanalım

[{OH}^{-}]

değerini hesaplamanın bir başka yolu, çözeltinin

pOH

değerini kullanmaktır. Denklem 2'yi kullanarak, çözeltinin

pOH

değerini,

pH

'dan hesaplayabiliriz. Denklem 2'yi yeniden düzenleyerek ve

pOH

için çözerek aşağıdaki sonuca ulaşırız:

\begin{aligned} pOH & = 14 - pH \\ = 14 - 10 \\ = 4 \end{aligned}

Şimdi,

[{OH}^{-}]

değerini bulmak için

pOH

denklemini kullanabiliriz.

\begin{aligned} [{OH}^{-}] & = 10^{- pOH} \\ = 10^{- 4} M \end{aligned}

Çözmek için hangi yöntemi kullanırsak kullanalım,

25^{\circ} C

'de

pH

'ı

10

olan bir çözeltinin hidroksit konsantrasyonu

10^{- 4} M

'dır.

Asidik, Bazik ve Nötr Çözeltilerin Tanımları

Saf suda

H_{3} O^{+}

{OH}^{-}

konsantrasyonlarının eşit olduğunu gördük. Bunların ikisinin de değeri,

25^{\circ} C

'de

10^{- 7} M

'dir. Hidronyum ve hidroksitin konsantrasyonları eşit olduğunda, çözeltinin nötr olduğunu söyleriz.

H_{3} O^{+}

{OH}^{-}

'nin göreli konsantrasyonlarına bağlı olarak, sulu çözeltiler, asidik veya bazik olabilir.

Nötr bir çözeltide, $[H_{3} O^{+}] = [{OH}^{-}]$ ‍
Asidik bir çözeltide, $[H_{3} O^{+}] > [{OH}^{-}]$ ‍
Bazik bir çözeltide, $[{OH}^{-}] > [H_{3} O^{+}]$ ‍

$2.$ ‍ Alıştırma: Suyun $0^{\circ} C$ ‍'deki $pH$ ‍'ını hesaplayalım

$0^{\circ} C$ ‍'deki saf su numunesinin $p K_{w}$ ‍'su $14, 9$ ‍ ise, bu sıcaklıktaki saf suyun $pH$ ‍'ı nedir?

$3.$ ‍ Alıştırma: $40^{\circ} C$ ‍'de $p K_{w}$ ‍'yu hesaplayalım

40^{\circ} C

'deki saf suyun

pH

'ı

6, 75

olarak ölçülmüştür.

Bu bilgiye göre, $40^{\circ} C$ ‍'de suyun $p K_{w}$ ‍'su nedir?

Otoiyonizasyon ve Le Chatelier İlkesi

Ayrıca, saf suda hidroksit ve hidronyum konsantrasyonlarının eşit olduğunu da biliyoruz. Bununla birlikte, çoğu zaman, diğer asitleri ve bazları içeren çözeltileri incelemek daha çok ilgimizi çeker. Bu durumlarda,

[H_{3} O^{+}]

[{OH}^{-}]

değerleri nasıl değişir?

Diğer asit ve bazları suda çözündürdüğümüzde

[H_{3} O^{+}]

ve/veya

[{OH}^{-}]

derişiminin

K_{w}

'ye eşit olmayacak şekilde değiştiğini görebiliriz. Bu, tepkimenin artık dengede olmadığı anlamına gelir. Buna karşın Le Chatelier ilkesi, bize tepkimenin derişimdeki değişime karşı koymak ve yeni bir denge kurmak için değişeceğini söyler.

Örneğin, saf suya bir asit eklersek ne olur?

25^{\circ} C

'deki saf suyun hidronyum iyonu konsantrasyonu

10^{- 7} M

olmakla birlikte, eklenen asit

H_{3} O^{+}

konsantrasyonunu yükseltir. Tekrar dengeye gelmek için, tepkime, fazla olan

H_{3} O^{+}

'nın bir kısmını kullanmak için ters tepkime yönünü tercih edecektir. Bu,

[H_{3} O^{+}]

[{OH}^{-}]

çarpımı bir kez daha

10^{- 14}

'e eşit olana kadar,

{OH}^{-}

konsantrasyonunun azalmasına yol açar.

Tepkime yeni denge durumuna ulaştığında, aşağıdaki doğrudur:

$[H^{+}] > [{OH}^{-}]$ ‍, çünkü eklenen asit $[H^{+}]$ ‍ değerini arttırdı. Bu da, çözeltinin asidik olduğu anlamına gelir!
$[{OH}^{-}] < 10^{- 7} M$ ‍, çünkü tepkimeyi tersine çevirme eğilimi denge durumuna dönmek için $[{OH}^{-}]$ ‍ değerini azalttı.

Hatırlanması önemli olan şey, tüm sulu asit-baz tepkimeleri, suyun otoiyonizasyonu için denge derişimlerinin değiştirilmesi olarak tarif edilebilir. Ve bu; Denklem 1 ve Denklem 2'yi sadece saf suya değil, tüm sulu asit-baz tepkimelerine uygulayabileceğimiz anlamına geldiği için oldukça faydalıdır.

Otoiyonizasyon, Çok Seyreltik Asit ve Baz Çözeltileri İçin Önemlidir

Suyun otoiyonizasyonu, genellikle asitler ve bazları ilk kez öğrenirken tanıtılır ve bu makalede incelediğimiz son derece kullanışlı denklemleri türetmek için kullanılır. Ancak, biz sulu çözeltiler için

[H^{+}]

pH

'ı hesaplarken suyun otoiyonizasyonundan gelen katkıyı dahil etmeyeceğiz. Bunu yapabilmemizin sebebi suyun otoiyonizasyonunun, genellikle ilave asit ve bazlara nazaran,

[H^{+}]

veya

[{OH}^{-}]

'e daha az iyon katmasıdır.

Suyun otoiyonizasyonunu aklımıza getirmemiz gereken tek durum, asit ve bazın konsantrasyonlarının son derece seyreltik olduğu durumdur. Bu,

H^{+}

ya da

{OH}^{-}

konsantrasyonlarının,

10^{- 7} M

2

büyüklük düzeyinde yakın olduğunda (ya da küçük olduğunda) suyun otoiyonizasyon katkısını dahil etmemiz gerektiği anlamına gelir. Şimdi, çok seyreltik bir asit çözeltisinin

pH

'ını hesaplayacağımız bir örnek görelim.

$2.$ ‍ Örnek: Çok seyreltik asidik bir çözeltinin $pH$ ‍'ını hesaplayalım

Haydi

6.3 \times 10^{- 8} M

HCl

çözeltisinin

pH

'ını hesaplayalım.

HCl

suda tamamen ayrışır, yani

HCl

'den dolayı çözeltideki hidronyum iyonlarının derişimi de

6.3 \times 10^{- 8} M

'dir.

Deneme 1: Suyun otoiyonizasyonunu göz ardı edelim

Eğer suyun otoiyonizasyonunu göz ardı eder ve basitçe

pH

formülünü kullanırsak, aşağıdaki sonucu elde ederiz:

\begin{aligned} pH & = - log [H^{+}] \\ = - log [6, 3 \times 10^{- 8}] \\ = 7, 20 \end{aligned}

Kolay!

pH

'ı

7

'den büyük olan sulu asidik bir çözeltimiz var. Ama, bir dakika... Bu onu bazik bir çözelti yapmaz mı? O halde, bu doğru olamaz!

Deneme 2: Suyun $[H^{+}]$ ‍ 'a otoiyonizasyonundan gelen katkıyı ekleyelim

Çözeltinin konsantrasyonu, son derece seyreltik olduğu için hidronyumun hidroklorik aside göre derişimi,

[H^{+}]

'in suyun otoiyonizasyonuna olan katkısına yakındır. Bu da şu anlama gelmektedir:

$[H^{+}]$ ‍'a otoiyonizasyondan gelen katkıyı eklemeliyiz.
Suyun otoiyonizasyonu, dengede bir tepkime olduğu için $[H^{+}]$ ‍ değerini, $K_{w}$ ‍'nin ifadesini kullanarak bulabiliriz:

K_{w} = [H^{+}] [{OH}^{-}] = 1, 0 \times 10^{- 14}

Eğer

x

'e, otoiyonizasyonun,

H^{+}

{OH}^{-}

'in dengedeki konsantrasyonuna katkısı dersek, dengedeki konsantrasyonları aşağıdaki gibi ifade edebiliriz:

[H^{+}] = 6, 3 \times 10^{- 8} M + x

[{OH}^{-}] = x

Bu konsantrasyonları denge ifademize koyduğumuzda, aşağıdaki denklemi elde ederiz:

\begin{aligned} K_{w} & = (6, 3 \times 10^{- 8} M + x) x = 1, 0 \times 10^{- 14} \\ = x^{2} + 6, 3 \times 10^{- 8} x \end{aligned}

Bu ifadeyi her şey

0

'a eşit olacak şekilde yeniden düzenlemek, aşağıdaki ikinci dereceden denklemi verir:

0 = x^{2} + 6, 3 \times 10^{- 8} x - 1, 0 \times 10^{- 14}

İkinci dereceden denklem formülünü kullanarak

x

'i bulduğumuzda, aşağıdaki çözümleri elde ederiz:

x = 7, 3 \times 10^{- 8} M, - 1, 4 \times 10^{- 7} M

{OH}^{-}

konsantrasyonu negatif olamayacağı için, ikinci çözümü eleyebiliriz. Eğer

H^{+}

'nın denge konsantrasyonunu elde etmek için

x

'in ilk değerini denkleme koyar ve

pH

'ı hesaplarsak, aşağıdaki sonucu elde ederiz:

\begin{aligned} pH & = - log [H^{+}] \\ = - log [6, 3 \times 10^{- 8} + x] \\ = - log [6, 3 \times 10^{- 8} + 7, 3 \times 10^{- 8}] \\ = - log [1, 36 \times 10^{- 7}] \\ = 6, 87 \end{aligned}

Bu şekilde suyun otoiyonizasyonunu hesaba kattığımızda çok seyreltik

HCl

çözeltisinin zayıfça asidik bir

pH

'a sahip olduğunu görebiliriz. Oh be!

Özet

Su otoiyonizasyon geçirerek, $H_{3} O^{+}$ ‍ ve ${OH}^{-}$ ‍ iyonlarını oluşturabilir.
Suyun otoiyonizasyon tepkimesinin denge sabiti ( $K_{w}$ ‍), $25^{\circ} C$ ‍'de $10^{- 14}$ ‍'tür.
Nötr bir çözeltide, $[H_{3} O^{+}] = [{OH}^{-}]$ ‍
Asidik bir çözeltide, $[H_{3} O^{+}] > [{OH}^{-}]$ ‍
Bazik bir çözeltide, $[{OH}^{-}] > [H_{3} O^{+}]$ ‍
$25^{\circ} C$ ‍'deki sulu çözeltiler için, aşağıdaki ilişkiler daima doğrudur:

$K_{w} = [H_{3} O^{+}] [{OH}^{-}] = 10^{- 14}$ ‍

$pH + pOH = 14$ ‍

Suyun otoiyonizasyonunun, $[H_{3} O^{+}]$ ‍ ve $[{OH}^{-}]$ ‍'e katkısı, aşırı seyreltik asit ve baz çözeltileri için önemlidir.
Özellikler
Bu makale, aşağıdaki makalelerden uyarlanmıştır:
"Suyun Otoiyonizasyonu", UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3,0
“Temperature dependence of the pH of pure water (Saf suyun pH'ının sıcaklıkla olan ilişkisi)”, UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
Uyarlanmış makale CC-BY-NC-SA 4,0 lisansıyla lisanslanmıştır.
Ek Referanslar
Zumdahl, S.S. ve Zumdahl S.A. (2003). Atomic Structure and Periodicity. Chemistry (6. baskı, sayfa 290-94), Boston, MA: Houghton Mifflin Company.

Tartışmaya katılmak ister misiniz?

Giriş Yap

Sıralama ölçütü:

Henüz gönderi yok.

İngilizce biliyor musunuz? Khan Academy'nin İngilizce sitesinde neler olduğunu görmek için buraya tıklayın.

Kimya Kütüphanesi

Konu: Kimya Kütüphanesi > Ünite 13

Önemli noktalar

Su amfoteriktir

1.‍ Alıştırma: Bir tepkimede suyun rolünü belirleyelim

Suyun otoiyonizasyonu

Otoiyonizasyon sabiti (Kw‍ )

Otoiyonizasyon sabiti, pH‍ ve pOH‍ arasındaki ilişki

1.‍ Örnek: pH‍ 'tan [OH−]‍ 'yi hesaplayalım

1.‍ Yöntem: Denklem 1‍ 'i kullanalım

2.‍ Yöntem: Denklem 2‍ 'yi kullanalım