Sıvı Çözeltilerde Denge Konu Anlatımı

Sıvı Çözeltilerde Denge Konu Anlatımı

Suyun Oto-İyonizasyonu

H₂O_(s) ⇌ H⁺_(suda) + OH^–_(suda)

• Yukarıdaki tepkime, suyun oto-iyonizasyon tepkimesidir.
  • Bu tepkimede, su, molekülleri H⁺ ve OH^– iyonlarına ayrışır.
  • Bu olay, yaklaşık, 10 milyon su molekülünden 1 tanesinde gerçekleşir.

• Suyun oto-iyonizasyon tepkimesi şöyle de gösterilir:

2H₂O_(s) ⇌ H₃O⁺_(suda) + OH^–_(suda)

• OH^– iyonuna “hidroksil” veya “hidroksit” denir.
• H₃O⁺ iyonu, “Hidronyum” adında bir kök iyondur ve H⁺ yerine kullanılabilir.

K_su (Suyun Oto-İyonizsayon Sabiti)

• Her denge tepkimesi gibi, suyun oto-iyonizasyon tepkimesinin de bir denge sabiti vardır.
• Suyun oto-iyonizasyon tepkimesinin denge sabitine “K_su” denir.
• K_su sonuçta bir denge sabitidir ve denge sabitleri ile ilgili bütün kurallar K_su için de geçerlidir.
• Denge bağıntısında katı ve sıvılar yer almadığı için, suyun oto-iyonizasyonu tepkimesine bakarak, K_su bağıntısını şöyle yazarız:

H₂O_(s) ⇌ H⁺_(suda) + OH^–_(suda)

K_su = [H⁺][OH^–]

• K_su değeri, standart koşullarda 10^-14 olarak hesaplanmıştır.
  (Standart koşullara oda koşulları da denir ve bu koşullarda, sıcaklık 25^oC, basınç 1 atm’dir.)
• Standart koşullardaki bir saf suda her zaman:
  • H⁺ ve OH^– iyonlarının sayısı, mol sayısı ve derişimi eşittir.
  • [H⁺] = 10^-7M
  • [OH^–] = 10^-7M
  • [H⁺][OH^–] = 10^-7.10^-7 = 10^-14
  • K_su = 10^-14
• Standart koşullardaki bütün sulu çözeltilerde her zaman:
  • K_su = [H⁺][OH^–] = 10^-14

pH ve pOH Kavramı

pH Kavramının Mucidi: Søren Sørensen (1868-1939)

• pH kavramı, bir sulu çözeltideki H⁺ iyonlarının molaritesini ifade etmenin başka bir yoludur.
  • pH değeri, sulu çözeltideki H⁺ iyonlarının derişimi yardımı ile hesaplanır.
• pOH kavramı da aynı şekilde, OH^– iyonlarının derişimini vermenin başka bir yoldur.
  • pOH değeri, sulu çözeltideki OH^– iyonlarının derişimi yardımı ile hesaplanır.

pH ve pOH Nasıl Hesaplanır?

• pH şöyle hesaplanır:
  • pH = -log[H⁺]
• pOH şöyle hesaplanır:
  • pOH = -log[OH^–]

• pH ve pOH değerlerinden H⁺ ve OH^– derişimini bulmanın pratik bir yolu:
  • [H⁺] = 10^-pH
  • [OH^–] = 10^-pOH

• Saf suda veya bütün sulu çözeltilerde, mutlaka hem H⁺ hem de OH^– iyonu vardır.
  • Bu yüzden, bütün sulu çözeltilerin bir pH değerleri bir de pOH değerleri vardır.

Saf Suda pH ve pOH Değerleri

• Standart koşullardaki saf suda, aşağıdaki bilgileri vermiştik:
  • K_su = [H⁺][OH^–] = 10^-14
  • [H⁺] = 10^-7M
  • [OH^–] = 10^-7M

• Saf suyun pH değeri:
  • pH = -log[H⁺]
  • pH = -log10^-7
  • pH = 7

• Saf suyun pOH değeri:
  • pOH = -log[OH^–]
  • pOH = -log10^-7
  • pOH = 7

pH ve pOH Arasındaki İlişki

• Standart koşullarda, pH ve pOH toplamı her zaman 14 eder.

pH + pOH = 14

• İspatı: Standart koşullarda, saf su ve bütün sulu çözeltiler için K_su değeri aynıdır ve 10^-14‘e eşittir.
  • O zaman, bu koşullardaki K_su değeri ile şöyle bir hesap yapabiliriz:K_su = [H⁺][OH^–]
    K_su değerini yerine kolayım:
    10^-14 = [H⁺][OH^–]Her iki tarafın da -log değerini alalım:
    -log(10^-14) = -log([H⁺][OH^–])
    14 = – log[H⁺] – log[OH^–]
    14 = pH + pOH

Asit ve Baz Çözeltilerinde pH ve pOH Değerleri

 Sulu Çözeltilerde pH

Asit çözeltileri için şu bilgiler her zaman doğrudur:

• Bir sulu çözeltinin asit çözeltisi veya asidik bir çözelti olmasının tek sebebi çözeltideki H⁺ sayısının OH^– sayısından fazla olmasıdır.
• Bu durumda, standart koşullardaki bir asit çözeltisi için şu bilgiler her zaman doğrudur:
  • [H⁺] > [OH^–]
  • [H⁺] > 10^-7M
  • [OH^–] < 10^-7M
  • pH < 7
  • pOH > 7
  • [H⁺].[OH^–] = 10^-14
  • pH + pOH = 14

Baz çözeltileri için şu bilgiler her zaman doğrudur:

• Bir sulu çözeltinin baz çözeltisi veya bazik bir çözelti olmasının tek sebebi çözeltideki OH^– sayısının H⁺ sayısından fazla olmasıdır. Bu durumda, standart koşullardaki bir baz çözeltisi için şu bilgiler her zaman doğrudur:
  • [OH^–] > [H⁺]
  • [OH^–] > 10^-7M
  • [H⁺] < 10^-7M
  • pOH < 7
  • pH > 7
  • [H⁺].[OH^–] = 10^-14
  • pH + pOH = 14

Bir asit ile bir baz birlikte çözülerek, nötür bir çözelti elde edilebilir. Nötür çözeltilerin pH ve pOH değerleri, H⁺ ve OH^– derişimleri saf sudaki gibidir.

Brønsted-Lowry Asitleri ve Bazları

• Asit-bazlar ile ilgili ilk tanımı, 1884 yılında, İsveçli kimyacı Stante Arrhenius yapmıştır.

Arrhenius Asit-Baz Tanımı

• Arrhenius’a göre asit ve bazlar şöyledir:
  • Asit: Suya H⁺ iyonu verebilen bileşiklere asit denir.
  • Baz: Suya OH^– iyonu verebilen bileşiklere baz denir.

• Arrhenius asit baz tanımı, bir çok maddenin asidik ve bazik karakterini belirlemede eksik kalmıştır.

Brønsted-Lowry Asit-Baz Tanımı

• Brønsted-Lowry asit-baz tanımı şöyledir:
  • Asit: Suya H⁺ iyonu verebilen bileşiklere asit dendiği gibi, OH^– iyonunu alabilen bileşiklere de asit denir.
  • Baz: Suya OH^– iyonu verebilen bileşiklere baz dendiği gibi, H+ iyonu alabilen bileşiklere de baz denir.

Asit-Baz Tanımı

• Tepkimede, NH₃bileşiği, bir proton (H⁺ iyonu) almış ve NH4⁺ iyonuna dönüşmüştür. Bu yüzden NH₃ bileşiği bir bazdır.
• H₂O bileşiği, bir proton (H⁺iyonu) vermiş ve OH^– iyonuna dönüşmüştür. Bu yüzden H₂O bileşiği, bu tepkimede asidik özellik göstermiştir.

Dikkatiniz çekmiştir, H₂O bileşiği asitler çözeltilerinde baz gibi, baz çözeltilerinde ise asit gibi davranıyor.

H₂O bileşiği gibi, hem asidik hem de bazik özellik gösteren maddelere amfoter maddeler denir.

Konjuge Asit-Baz Çifti

• Konjuge asit-baz çiftleri, genellikle bir asit ya da bazın suda çözünme tepkimesinde aranır. Bu tür tepkimelerde:
  • Girenlerdeki asitten ürünlerdeki bir baz oluşur.
  • Girenlerdeki bazdan ise ürünlerdeki bir asit oluşur.
  • İşte bu şekilde oluşan asit ile oluşturan baza konjuge asit-baz çifti denir.
  • Bu şekilde oluşan baz ile oluşturan aside, konjuge asit-baz çifti denir.
• Konjuge asit-baz çiftlerinin biri girenlerde diğeri de ürünlerdedir.

• Konjuge asit-baz çiftlerini tanımanın bir yolu da şudur:
  • Konjuge asit-baz çiftlerinin formülleri birbirine çok yakındır.
  • Aralarındaki fark, H atomudur.
  • Birinde bir tane H atomu ya fazladır ya da eksiktir.
  • Konjuge Asit-Baz Çifti örnekleri:
    • HCl ile Cl^–
    • H₂O ile H⁺
    • NH₃ ile NH₄⁺
    • H₂O ile OH^–

• Konjuge asit-baz çiftlerini tanımanın diğer yolu da şudur:
  • Brønsted-Lowry tanımına göre tepkimenin girenlerindeki asit ve baz tespit edilir.
  • Aynı şekilde tepkime tersinden düşünülür ve ürünlerdeki asit ve baz bulunur.
  • Sonra; girenlerdeki asit ile ürünlerdeki baz; girenlerdeki baz ile ürünlerdeki asit eşleştirilir.

Aşağıda, bazı konjuge asit-baz çiftleri verilmiştir:

Bazı Konjuge Asit-Baz Çiftleri

Asit ve Baz Gibi Davranan İyonlar (Hidroliz)

   Asit-Baz Gibi Davranan İyonlar

• Yukarıda görüldüğü gibi, bazı iyonlar, suda bir asit ya da bazmış gibi çözünebilirler.
  • Bu iyonlar, suya; asit ve bazların yaptığı gibi, H⁺ (H₃O⁺) veya OH^– iyonları verirler.
  • Bir iyonun suda, bir asit ya da baz gibi çözünmesine hidroliz denir.
  • Hidroliz tepkimeleri, denge tepkimeleridir.
  • Hidroliz tepkimelerinin denge sabilerine K_hidroliz denir ve kısaca K_h şeklinde gösterilir.

• Brønsted-Lowry tanımına göre düşünürsek, hidroliz olayında:
  • H⁺ alan veya OH^– veren iyonlar bazdır.
  • H⁺ veren veya OH^– alan iyonlar ise asittir.

Öğretici Örnek:

  Hidroliz (Asit-Baz Gibi Davranan İyonlar)

Yukarıdaki tepkimede, NH₄⁺ (Amonyum) iyonu, suya bir H⁺ iyonu vermiş ve NH₃ iyonuna dönüşmüştür. Bu yüzden NH₄⁺ iyonu asidik bir iyondur.

Öğretici Örnek:

Aşağıda, asidik özellik gösteren bir iyonun tepkimesi verilmiştir:

 

  Asit-Baz Gibi Davranan İyonlar

Yukarıdaki tepkimede, CH₃COO^– (Asetat) iyonu, sudan bir tane H⁺ iyonu almış ve CH₃COOH (Asetik asit) bileşiğine dönüşmüştür. H⁺ iyonu aldığı için asetat iyonu bir bazdır.

Kuvvetli Asitler ve Bazlar

• Kuvvetli asit ve bazlar, suda %100 iyonlarına ayrışırlar.
  • Zayıf asit ve bazlarda ise durum böyle değildir.
• Kuvvetli asit ve bazların suda çözünme tepkimeleri tek yönlüdür, yani; denge tepkimesi değildir.

Aşağıda bazı kuvvetli asit ve bazların suda çözünme tepkimeleri verilmiştir:

HCl_(s) → H⁺_(suda) + Cl^–_(suda)
NaOH_(k) → Na⁺_(suda) + OH^–_(suda)
HClO_4(s) → H⁺_(suda) + ClO₄^–_(suda)
Ca(OH)_2(k) → Ca²⁺_(suda) + 2OH^–_(suda)

Kuvvetli Asitler

Kuvvetli asitler, aşağıda listelenen asitlerdir:

• HCl : Hidroklorik asit (Hidrojen klorür)
• HBr : Hidrobromik asit (Hidrojen bromür)
• HI: Hidroiyodik asit (Hidrojen iyodür)
• HNO₃ : Nitrik asit (Kezzap)
• H₂SO₄ : Sülfürik asit (Akü asidi veya zaç yağı)
• HClO₄ : Perklorat asidi

Bu listenin dışında kalan asitler zayıf asitlerdir.

Kuvvetli Bazlar

• 1A ve 2A grubu metallerinin oluşturduğu bazların bir kaç istisna hariç kuvvetli bazlardır.
  • 1A Metelleri: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
  • 2A Metalleri: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
• Bazı kuvvetli bazlar şunlardır:
  • LiOH: Lityum hidroksit
  • NaOH: Sodyum hidroksit
  • KOH: Potasyum hidroksit
  • Ca(OH)₂: Kalsiyum hidroksit
  • Ba(OH)₂: Baryum hidroksit

Kuvvetli Asit ve Baz Çözeltilerinde pH ve pOH

• Kuvvetli asit ve bazlar, suda %100 iyonlarına ayrışırlar. Yani, çözünme tepkimeleri tek yönlüdür.
• Kuvvetli asit-baz çözeltilerindeki H⁺ veya OH^– iyonlarının derişimleri tespit etmenin iki yolu vardır. Bunlar:

1. Çözünme tepkimesi yardımı ile iyon derişimi
2. Formülü yardımı ile iyon derişimi
3. Çözünme Tepkimesi İle İyon Derişimini Bulma

• Suda gerçekleşen her tepkime gibi, kuvvetli bir asit ya da bazın çözünme tepkimesinde de katsayıların oranı, derişim oranlarını verir.

Öğretici Örnek:

Örnek olarak, bir kuvvetli baz olan Ca(OH)₂ bazının çözünme tepkimesini ele alalım:

Ca(OH)_2(suda) → Ca²⁺_(suda) + 2OH^–_(suda)

• Tepkimeye baktığımızda;
  • Ca(OH)₂bileşiğinin katsayısı 1
  • Ca²⁺iyonunun katsayısı 1
  • OH^–iyonunun katsayısı 2
• Katsayıların kendisi değil, aralarındaki oran önemlidir. Yani; bu katsayılar bize şunu demek istiyor:
  • Çözünen Ca(OH)₂derişimi ile suya verdiği Ca⁺² iyonu derişimi eşittir.
  • Suya verilen OH^–iyon derişimi, çözünen Ca(OH)₂ derişiminin 2 katıdır.
  • Suya verilen OH^–derişimi, Ca²⁺ derişiminin 2 katıdır.

Aşağıda, farklı derişimlerinde, Ca(OH)_2(suda) çözeltisindeki iyonların derişimleri verilmiştir. Maddelerin derişimlerinin, katsayıları ile doğru orantılı olduğuna dikkat ediniz:

2. Formülüne Bakarak İyon Derişimi Bulma

• Kuvvetli bir asit veya baz çözeltisinin derişimi biliniyorsa, formüle bakarak, çözeltideki iyon derişimini görebiliriz.
  • Formüldeki bir iyonun sayısı ile çözünen bileşiğin (çözeltinin) derişimi çarpılarak, o iyonun derişimi bulunabilir.

Öğretici Örnek:

• Ba(OH)₂kuvvetli bir bazdır.
• Formülünde, 1 tane Ba(OH)₂bileşiğinde, 1 tane Ba²⁺ iyonu ve 2 tane OH^– iyonu vardır. Bu yüzden:
  • Çözeltideki Ba²⁺iyonu derişimi, çözeltinin derimi ile aynıdır.
  • Çözeltideki OH^–iyonlarının derişimini bulmak için, çözelti derişimi 2 ile çarpılır.
• Ba(OH)₂çözeltisi için şu hesaplamalar her zaman doğrudur:
  • 1MBa(OH)₂çözeltisinde:
    • 1x2= 2M OH^– iyonu vardır.
    • 1x1= 1M Ba²⁺ iyonu vadır.
  • 3MBa(OH)₂çözeltisinde:
    • 3x2= 6M OH^– iyonu vardır.
    • 3x1= 3M Ba²⁺ iyonu vadır.
  • 10^-2MBa(OH)₂çözeltisinde:
    • 10^-2x 1 = 4.10^-2M Ba²⁺ iyonu vardır.
    • 10^-2x 2 = 4.10^-2M OH^– iyonu vardır.

• Kuvvetli asit ve bazların sulu çözeltilerinde, H⁺ veya OH^– iyonlarının derişimini bulduktan sonra bu çözeltilerin pH ve pOH değerleri hesaplanabilir.

 

Zayıf Asitler ve Bazlar

• Zayıf asit ve bazları tanımanın yolu, kuvvetli asit ve bazları bilmekten geçer.
  • Çünkü, yüzlerce zayıf asit ve baz varken, kuvvetli olanların sayısı çok azdır.
  • Bir asit veya baz, biraz önce verdiğimiz kuvvetli asit ve bazlar listesinde yoksa, zayıftır diyebiliriz.

• Bazı zayıf asitler:
  • CH₃COOH: Asetik asit (sirke asidi)
  • H₂CO₃: Karbonik asit
  • H₃PO₄: Fosforik asit
  • HCOOH: Formik asit

• Bazı zayıf bazlar:
  • NH₃: Amonyak
  • C₂H₅NH₂: Etilamin

• Zayıf asit ve bazların kuvvetli asitlerden en önemli farkı, suda çözünürken, çok düşük bir oranda iyonlarına ayrışabilmeleri, daha çok moleküler olarak çözünmeleridir.

Zayıf Asit-Bazların Suda İyonlaşma Dengeleri

• Bir çok zayıf asit ve baz, suda çok iyi çözünür, fakat; kuvvetli asit-bazların aksine, suda daha çok moleküler olarak çözünürler.
  • Bir fikir vermesi açısından şöyle bir oran verelim:
    • Suda çözünen her 100 zayıf asit/baz molekülünden yaklaşık 99 tanesi moleküler olarak, 1 tanesi iyonlarına ayrışarak çözünür.
  • Bu yüzden, zayıf asit ve bazların, suda iyonlarına ayrışma tepkimesi, molekülleri ile iyonları arsında kurulan bir denge tepkimesidir.

Öğretici Örnek:

• Bir zayıf baz olan NH₃bazının suda çözünme tepkimesi şöyledir:
  • NH_3(suda)+ H₂O_(s) ⇌ NH₄⁺_(suda) + OH^–_(suda)
• Zayıf bir asit olan CH₃COOH asidinin suda çözünme tepkimesi şöyledir:
  • CH₃COOH_(suda)+ H₂O_(s) ⇌  CH₃COO^–_(suda) + H₃O⁺_(suda)
• Aynı tepkime şöyle de yazılabilir:
  • CH₃COOH_(suda)⇌  CH₃COO^–_(suda) + H⁺_(suda)

Bu bir reklamdır:

K_a Sabiti (Asitlik Sabiti)

• Zayıf bir asidin, suda iyonlaşma dengesine ait, derişimler cinsinden denge sabitine K_a denir.
  • K_a sabiti de bir çeşit Kc sabitidir.
  • K_a bağıntısı, Kc bağıntısının kurallarına göre yazılır.

K_a bağıntısında da tıpkı Kc bağıntısında olduğu gibi, katı ve sıvılar yer alamaz.

Bazı Zayıf Asitlerin K_a Değerleri

• Zayıf asitler suya çok düşük oranda iyon verirler.
• Bu yüzden K_a sabitleri, küçük sayılardır.

Aşağıda, bazı asitlerin, 25^oC’deki K_a değerleri verilmiştir.

Bazı Zayıf Asitler ve Ka Sabitleri

Bazı Zayıf Asitlerin K_a Bağıntıları

• Aşağıda, bir zayıf asit olan HF asidinin, suda iyonlarına ayrışma dengesi ve K_a sabitinin bağıntısı verilmiştir:

  Zayıf Asitlerde Ka Bağıntısı

• Aşağıda, bir zayıf asit olan CH₃COOH (asetik asit) asidinin, suda iyonlarına ayrışma dengesi ve K_a sabitinin bağıntısı verilmiştir:

     Zayıf Asitlerde Ka Bağıntısı

K_b (Bazlık Sabiti)

• Zayıf bir bazın, suda iyonlaşma tepkimesine ait, derişimler cinsinden denge sabitine K_b denir.
  • K_b sabiti de bir çeşit Kc sabitidir.
  • K_b bağıntısı, Kc bağıntısının kurallarına göre yazılır.

K_b bağıntısında da tıpkı Kc bağıntısında olduğu gibi, katı ve sıvılar yer alamaz.

Bazı Zayıf Bazların K_b Değerleri

• Zayıf bazların moleküllerinin, iyonlarına ayrışma oranı çok düşüktür. Bu yüzden K_b sabitleri, küçük sayılardır.

Aşağıda bazı zayıf bazların, 25^oC’deki K_b değerleri verilmiştir:

 Bazı Zayıf Bazlar ve Kb Sabitleri

Bazı Zayıf Bazların K_b Bağıntıları

• Aşağıda, bir zayıf baz olan NH₃ bazının, suda iyonlarına ayrışma dengesi ve K_b sabitinin bağıntısı verilmiştir:

  Zayıf Bazların Kb Bağıntısı

• Aşağıda, bir zayıf baz olan C₂H₃NH₂ (etil amin) bazının, suda iyonlarına ayrışma dengesi ve K_b sabitinin bağıntısı verilmiştir:

  Zayıf Bazlarda Kb Bağıntısı

Zayıf Asit-Bazlarda İyonlaşma Yüzdesi

• Zayıf asitler ve bazların suda iyi çözünseler de çok az iyonlaştığını öğrenmiştik.
• Suda çözünen zayıf asit ya da baz moleküllerinin genelde %1 gibi çok az bir kısmı iyonlarına ayrışmayı tercih eder, diğerleri molekül halinde çözünür.
• Suda çözünen bir zayıf asit veya bazın, iyonlarına ayrışma yüzdesine iyonlaşma yüzdesi denir.
• İyonlaşma yüzdesini hesaplamak için;
  • çözeltinin derişimi ve
  • zayıf asit veya bazın suya verdiği H⁺ veya OH^– iyonlarının derişimi yeterlidir.

• Buna göre; zayıf asit veya bazların iyonlaşma yüzdesi şöyle hesaplanır:

  Zayıf Asit ve Bazların İyonlaşma Yüzdesi

• Çözeltilerdeki, H⁺ ve OH^– derişimi bilinmiyorsa, K_a ve K_b sabitleri yardımı ile bu iyonların derişimleri hesaplanabilir. Bu şekilde, asit ve bazların iyonlaşma yüzdeleri bulunabilir.
• İyonlaşma yüzdeleri bilinen asit veya bazların, K_a ve K_b sabitleri de hesaplanabilir.

Aşağıdaki örnekte de göreceksiniz, iyonlaşma yüzdesi hesaplarken, bu formüle ihtiyacımız yok aslında, basit bir orantı ile hesaplamak da gayet mümkün.

Zayıf Asit-Bazlarda pH ve pOH

HF_(suda) ⇌  H⁺_(suda) + F^–_(suda)
NH_3(suda) + H₂O_(s) ⇌  NH₄⁺_(suda) + OH^–_(suda)

• Zayıf asit veya baz bileşiğinin sudaki iyonlaşma tepkimesine bakılır.
• Yukarıdakiler gibi; asit veya baz, suya 1 tane H⁺ veya 1 tane OH^– iyonu veriyorsa (katsayı yoksa 1’dir), aşağıdaki formüller kullanılır.
  • Tek hidrojenli, zayıf asit çözeltisindeki H⁺ molaritesi şu formülle bulunabilir:
    
  • Tek hidroksilli, zayıf baz çözeltisindeki OH⁺ molaritesi şu formülle bulunabilir:
• Formüllerdeki;
  • K_a: Asitlik sabiti
  • M_asit: Asit çözeltisinin Molaritesi
  • K_b: Bazlık sabiti
  • M_baz: Baz çözeltisinin Molaritesidir.

Tampon Çözeltiler

• Bir zayıf asit ile bu asidin tuzu, beraber çözünürlerse, asidik bir tampon çözelti oluşur.
  • Asidik bir tampon çözeltisinde, H⁺ iyonlarının derişimi şu formülle bulunur:
    
• Bir zayıf baz ile, bu bazın tuzu, beraber çözünürlerse, bazik bir tampon çözelti oluşur.
  • Bazik bir tampon çözeltisinde, OH^– iyonlarının derişimi şu formülle bulunur:
• Zayıf asilerin tuzunu tanımak için tuzun formülüne bakılır.
  • Tuzun formülü ile asidin formülünde ortak bir iyon varsa, o tuz ve o asidin tuzdur, ikisi birlikte çözünürse asidik bir tampon çözelti oluşur.
• Zayıf bazların tuzunu tanımak için tuzun formülüne bakılır.
  • Tuzun formülü ile bazın formülünde ortak bir iyon varsa, o tuz ve o bazın tuzdur, ikisi birlikte çözünürse bazik bir tampon çözelti oluşur.

Tampon Çözelti Örnekleri

Bazik Tampon Çözelti Örnekleri (Zayıf baz ile tuzu):
– NH₃ (Amonyak) ve NH₄Cl (Amonyum klorür) çözeltisi
– CH₃NH₂ (Metil amin) ve CH₃NH₃Cl (Metil amonyum klorür) çözeltisi
– CH₃CH₂NH₂ (Etil amin) ve CH₃CH₂NH₃Cl (Etil amonyum klorür) çözeltisi

Asidik Tampon Çözelti Örnekleri (Zayıf asit ile tuzu):
– HF (Hidroflorik asit) ile NaF ( Sodyum florür) çözeltisi
– CH₃COOH (Asetik asit) ile CH₃COONa (Sodyum asetat) çözeltisi
– HNO₂ (Nitröz asidi) ile NaNO₂ (Sodyum nitrit) çözeltisi
– HCN (Hidrojen siyanür) ile NaCN (Sodyum siyanür) çözeltisi
– H₂CO₃ (Karbonik asit) ile NaHCO₃ (Sodyum bikarbonat) çözeltisi

Bu bir reklamdır:

Tampon Çözeltilerin Özellikleri

• Tampon çözeltilerin en önemli özelliği, pH’larının dirençli olmasıdır. Yani, bir tampon çözeltiye, dışarıdan başka bir asit ya da baz eklerseniz, eklediğiniz madde, belli bir miktarı geçene kadar, tampon çözeltinin pH değeri değişmez.

Tampon Çözeltilerin Canlılar İçin Önemi

• Kanımız, pH değeri ortalama 7.35 ile 7.45 arasında olan, bir çeşit tampon çözeltidir. Bir tampon çözelti olduğu için, kanımızın pH değeri, yediğimiz/içtiğimiz besinlerden hemen etkilenmez. Bu da sağlığımız için önemlidir.
• Hücrelerimizin stoplazma sıvısı da bir çeşit tampon çözeltidir. Çünkü, hücrede gerçekleşen bir çok metabolik olayda, pH değerinin belli bir değerde kalması önemlidir.
• Vücudumuzdaki enzimler, ortamın pH deperi 6,2 ile 8,0 arasında iken daha sağlıklı çalışırlar. Bu yüzden, tampon çözeltiler, sağlığımız için çok önemlidir.

Tuzların Asidik Bazik Karakterleri

• Asitlere, tuzların annesi, bazlara da tuzların babası diyebiliriz çünkü; her tuz bileşiği, bir asit ile bir bazın tepkimesinden meydana gelir.
• Nasıl ki, annenin genleri daha baskın ise çocuk anneye, babanın genleri daha baskınsa da çocuk babaya benzer. Aynen bunun gibi;
  • Kuvvetli bir asit ile zayıf bir bazdan oluşan tuzlar asidik karakter taşırlar. Böyle tuzlara, asidik tuzlar denir. Asidik tuzların, sulu çözeltilerinin pH değeri 7’nin altındadır, yani asidiktir.
  • Kuvvetli bir baz ile zayıf bir asitten oluşan tuzlar, bazik karakter taşırlar. Böyle tuzlara, bazik tuzlar denir. Bazik tuzların, sulu çözeltilerinin pH değeri 7’den büyüktür, yani baziktir.
  • Kuvvetli bir asit ile kuvvetli bir bazdan oluşan tuzlara nötür karakterlidir. Böyle tuzlara nötür tuzlar denir. Nötür tuzların sulu çözeltilerinde pH değeri 7’dir.

• Tuzların katyonu (“+” yüklü iyonu) bazdan, anyonu (“-” yüklü iyonu) asitten gelir.
  • NaCl oluşum tepkimesini hatırlayalım:
    • NaOH + HCl → NaCl + H₂O
  • NaCl tuzu için:
    • Katyonu, Na⁺ : NaOH bazından gelir
    • Anyonu Cl^– : HCl asidinden gelir.

Asidik Tuzlar

• Kuvvetli bir asit ile zayıf bir bazın tepkimesinden oluşan tuzlardır.
• Asidik tuzların, bazdan gelen iyonları hidrolize uğrar.

Öğretici Örnek:

Bir asidik tuz olan NH₄Cl nasıl oluşur bakalım.

Tuzun asit ve bazı:
HCl (Hidroklorik asit): Kuvvetli asittir
NH₃ (Amonyak): Zayıf bazdır

Bu ikisinin tepkimesinden, asidik bir tuz oluşur:
NH_3(suda) + HCl_(suda) → NH₄Cl_(suda) + H₂O_(s)

Tepkimede oluşan NH₄Cl (Amonyum klorür) tuzu, asidik bir tuzdur. Tuzun;
– NH₄⁺ iyonu NH₃ bazından
– Cl^– iyonu HCl asidinden gelmiştir.

NH₄Cl Tuzunu Suya Atarsak

• NH₄Cl (Amonyum klorür) tuzu, suda oldukça iyi çözünen bir tuzdur.
• Tabiattaki her tuz gibi katıdır ve suya attığımızda, her tuz gibi, suda iyonlarına ayrışarak çözünecektir. Görelim:

NH₄Cl_(k) → NH₄⁺_(suda) + Cl^–_(suda)

• Burada, NH₄⁺ (Amonyum) iyonunda dikkat etmemiz gerekiyor.
  • Çünkü, önceki başlıklardan hatırlayalım, NH₄⁺ iyonu, hidrolize uğrayan ve suya H₃O⁺ iyonu verebilen bir iyondur. Görelim:

NH₄⁺_(suda) + H₂O_(s) ⇄ NH_3(suda) + H₃O⁺_(suda)

• Suya H₃O⁺ iyonu verdiği için, NH₄Cl tuzu asidik bir tuzdur.

• Bütün asidik tuzların, zayıf bazdan gelen katyonları, asit gibi davranır ve suya H⁺ veya H₃O⁺ iyonu verir.

NaHSO₄ Tuzunu Suya Atarsak

• NaHSO₄ (Sodyum bisülfat) tuzu, suda oldukça iyi çözünen bir tuzdur.
• Her tuz gibi katıdır ve suya attığımızda, her tuz gibi, suda iyonlarına ayrışarak çözünecektir. Görelim:

NaHSO_4(k) → Na⁺_(suda) + HSO₄^– _(suda)

• Burada HSO₄^– (Bisülfat) iyonunda dikkat etmemiz gerekiyor. Çünkü; bu iyon, hidrolize uğrar.
• HSO₄^– iyonu, asit gibi davranan ve suya H⁺ iyonu verebilen bir iyondur. Görelim:

HSO₄^–_(suda) + H₂O_(s) ⇄ SO₄^2-_(suda) + H₃O⁺_(suda)

• Suya H₃O⁺ iyonu verdiği için, NaHSO₄ tuzu asidik bir tuzdur.

Bazik Tuzlar

• Kuvvetli bir baz ile zayıf bir asidin tepkimesinden oluşan tuzlardır.
• Bazik tuzların asitten gelen iyonları hidrolize uğrar.

Öğretici Örnek:

Bir bazik tuz olan CH₃COONa tuzu nasıl oluşur bakalım.

Tuzun asit ve bazı:
CH₃COOH (Asetik asit): Zayıf asittir
NaOH (Sodyum hidroksit): Kuvvetli bazdır

Bu ikisinin tepkimesinden, asidik bir tuz oluşur:
NaOH_(suda) + CH₃COOH_(suda) → CH₃COONa_(suda) + H₂O_(s)

Tepkimede oluşan CH₃COONa (Sodyum asetat) tuzu, asidik bir tuzdur. Tuzun;
– CH₃COO^– iyonu, CH₃COOH asidinden
– Na⁺ iyonu, NaOH bazından gelmiştir.

CH₃COONa Tuzunu Suya Atarsak

• CH₃COONa (Sodyum asetat) tuzu, suda oldukça iyi çözünen bir tuzdur.
• Her tuz gibi katıdır ve suya attığımızda, her tuz gibi, suda iyonlarına ayrışarak çözünecektir. Görelim:

CH₃COONa_(k) → CH₃COO^–_(suda) + Na⁺_(suda)

• Burada CH₃COO^– (Asetat) iyonunda dikkat etmemiz gerekiyor. Çünkü; bu iyon, hidrolize uğrar.
• CH₃COO^– iyonu, baz gibi davranan ve sudan H⁺ iyonu alabilen bir iyondur. Görelim:

CH₃COO^–_(suda) + H₂O_(s) ⇄ CH₃COOH_(suda) + OH^–_(suda)

• Suya, OH^– iyonu verebildiği için, CH₃COONa tuzu bazik bir tuzdur.
• Bütün bazik tuzların, zayıf asitten gelen anyonları, baz gibi davranır ve sudan H⁺ iyonunu alır.

Nötür Tuzlar

• Kuvvetli bir asit ile kuvvetli bir bazın tepkimesinden oluşan tuzlara nötür tuzlar denir.
• Nötür tuzlar, suda çözündüklerinde hidrolize uğramazlar.

Öğretici Örnek:

Bir nötür tuz olan NaCl tuzu nasıl oluşur bakalım:

Tuzun asit ve bazı:
HCl (Hidroklorik asit): Kuvvetli asittir
NaOH (Sodyum hidroksit): Kuvvetli bazdır

Bu ikisinin tepkimesinden, nötür bir tuz oluşur:
NaOH_(suda) + HCl_(suda) → NaCl_(suda) + H₂O_(s)

Tepkimede oluşan NaCl (Sodyum klörür) tuzu, nötür bir tuzdur. Tuzun;
– Na⁺ iyonu, NaOH bazından gelmiştir.
– Cl^– iyonu, HCl asidinden gelmiştir.

Nötür tuzların suya verdikleri iyonlar, asit veya baz gibi davranmazlar:
NaCl_(suda) → Na⁺_(suda) + Cl^–_(suda)

Titrasyon

• Titrasyon olayı, en basit ifadesiyle, asit ve baz çözeltilerini birbirine karıştırmak demektir.
• Titrasyonda amaç, derişim hesaplamaktır. Yani; derişimini bilmediğimiz bir asit çözeltisinin derişimini, titrasyon ile hesaplarız. Aynı şekilde, derişimini bilmediğimiz bir baz çözeltisinin derişimini de titrasyon ile hesaplarız.

• Derişimi belli olmayan bir asit çözeltisinin derişimini, bu asit çözeltisinin üzerine, derişimini belli olan bir baz çözeltisi ekleyerek bulabiliriz. Aynı şekilde, bir baz çözeltisinin derişimini de, derişimi belli bir baz çözeltisi ile bulabiliriz. Bu işlemlere titrasyon denir.

• Titrasyon işlemi; nötürleşme anında kesilir.
• Nötürleşme anına “eş değerlik noktası” veya “dönüm noktası” denir.
• Eşdeğerlik noktasında, titre edilen çözeltide pH değeri 7 olur.
  • pH değeri 7 olan bir çözeltide; H⁺ sayısı ve OH^– sayısı eşit demektir.

Titrasyon İşlemi

Önce titrasyon işlemini canlı olarak görelim:

Aşağıda, derişimi bilinmeyen bir Asetik asit (CH₃COOH) çözeltisi, derişimi bilinen bir Amonyak (NH₃) çözeltisi ile titre ediliyor:

Titrasyon işlemi, aşağıdaki düzenekle gerçekleşir:

  Titrasyon Düzeneği

Şekilde görüldüğü gibi, derişimi hesaplanacak olan çözelti, erlenmayere konulur.

• Erlenmayere konulan ve derişimini bilmediğimiz çözeltiye analit denir.
  • Titrasyonda amaç analitin derişimini bulmaktır.
  • Dönüm noktasını kaçırmamak için analit çözeltisine bir indikatör de katılır.
• Bürete konulan ve derişimini bildiğimiz çözeltiye titrant denir.
  • Titrant, derişimi bilinen çözeltidir.
• Titrasyon işlemi şu şekilde uygulanır:

1. Titrasyona başlamadan önce, büretteki çözeltinin hacmi not edilir.
2. Büretin musluğu açılarak, titrant yavaş yavaş analit çözeltiye dökülür.
3. Renk değişimi anında musluk kapatılır ve titrasyon bitirilir.
4. Titrasyon bittikten sonra, büretteki titrant çözeltinin hacmine bakılır.
5. Büretteki, başlangıç hacmi ile son hacim arasındaki fark, harcanan titrant hacmini verir. Bu değer, titrasyon formülünde kullanılarak, analitin derişimi hesaplanır.

Titrasyon Formülü

• Titrasyon işleminde, eş değerlik noktasına gelindiğinde, indikatör, renk değiştirir ve erlenmayerdeki çözelti nötürlenmiş olur.
• Eş değerlik noktasında, erlenmayerdeki çözeltide eşit sayıda H⁺ ve OH^– iyonu var demektir.
  • Yani; renk değişiminin gerçekleştiği anda aşağıdaki eşitlik kurulmuş olur:

n_H⁺ = n_OH^–

• Aynı eşitlik şu şekilde de yazılabilir:

M_asit.V_asit.t_asit = M_baz.V_baz.t_baz

• Formüllerdeki sembollerin anlamları şöyledir:
  • M: Molerite
  • V: Çözeltilerin hacimleridir.
  • t: Tesir değerliğidir.
    • Tesir değerliği; asitlerin formüllerindeki H⁺ sayısı, bazların formülündeki OH^– sayısıdır.

Öğretici Örnek:

Aşağıda, bazı asit ve bazların tesir değerlikleri verilmiştir.

• HCl (Hidroklorik asit) asidi:
  • Tesir değerliği: 1
• H₂SO₄(Sülfürik asit) asidi:
  • Tesir değerliği: 2
• H₃PO₄(Fosforik asit) asidi:
  • Tesir değerliği: 3
• NaOH (Sodyum hidroksit) bazı:
  • Tesir değerliği: 1
• Ca(OH)₂(Kalsiyum hidroksit) bazı:
  • Tesir değerliği: 2
• NH₃(Amonyak) bazının:
  • Tesir değerliği: 1

İndikatör Nedir?

• Ortamın pH değerine göre renk değiştiren kimyasal maddelere indikatör denir.
• En yaygın indikatörlerden biri turnusol kağıdıdır.
  • Turnusol kağıdı, asidik ortamda kırmızı, bazik ortamda mavi renk alan bir indikatördür. (Asitler kızartır, bazlar morartır.)
• Fenolftalein, titrasyon işleminde sık kullanılan bir indikatördür.
  • Fenolftalein, bazik ortamda pembe renk verir; asidik ortamda ise renksizdir.

Titrasyon Grafiği

• Titrasyon işleminde, asit üzerine baz döküyorsak, asit çözeltisinin pH değeri zamanla yükselecektir.
  • Bu işlem sırasında pH-Eklenen Baz Hacmi grafiği şöyle olacaktır:

Bir Asidin Titrasyon Grafiği (Titrant olarak NaOH kullanılmıştır.)

• Titrasyon işleminde, baz üzerine asit döküyorsak, baz çözeltisinin pH değeri zamanla düşecektir.
  • Bu işlem sırasında pH-Eklenen Asit Hacmi grafiği şöyle olacaktır:

    Bir Bazın Titrasyon Grafiği

Çözünme-Çökelme Dengeleri

• Tuzlar, suda iyonlarına ayrışarak çözünen katılardır.
• Eğer suya, çözebileceğinden daha fazla tuz katarsak; tuzun bir miktarı suda çözünerek suyu doyurur, geriye kalan miktarı ise katı halde suyun dibinde kalır.
• Bu şekildeki doymuş çözeltilerde, dipte kalan katı ile çözünen iyonlar arasında bir çözünme-çökelme dengesi kurulur.

• Aşağıda, çözebileceğinden daha fazla AgCl (Gümüş klorür) tuzu içeren bir sulu çözeltide oluşan denge tepkimesini görüyorsunuz:AgCl_(k) ⇄ Ag⁺_(suda) + Cl^–_(suda)

Molarite Cinsinden Çözünürlük

• Bir tuzun, doymuş çözeltisinin Molaritesine o tuzun “molar çözünürlüğü” denir.
  • Yani bir tuz, suda en fazla kaç Molara kadar çözünebiliyorsa, çözünürlüğü o kadar Molardır.
• Molar çözünürlük genellikle “S” harfi ile sembolize edilir.
  • Molar çözünürlüğe, sadece “çözünürlük” de denir.
• Molar çözünürlüğü, 0,1M değerinden daha az olan tuzlara, “az çözünen tuzlar” denir.
  • Az çözünen tuzlar, suyu hemen doyuracakları için, bu tuzların çözünme-çökelme dengesi suya az bir miktar tuz katmakla kurulabilir.

 

K_çç (Çözünürlük Çarpımı)

• K_çç; çözünürlük çarpımı olarak adlandırılan bir çeşit denge sabitidir.
  • K_çç; sadece tuzlar ve diğer iyonik bileşikler için kullanılan bir çeşit Kc (derişimler cinsinden denge sabiti) sabitidir.
• K_çç bağıntısı da tıpkı Kc bağıntısı gibi yazılır:
  
• K_çç bağıntısında da katı ve sıvılar yer almaz.

Öğretici Örnek:

Aşağıda suda az çözünen bazı tuzların çözünme dengeleri ve Kçç bağıntıları verilmiştir.

• Katı oldukları için, tepkimelerin girenlerini, denge bağıntısına yazmıyoruz:

CaF₂ tuzuna ait çözünme dengesi tepkimesi ve K_çç bağıntısı şöyledir:

• Tepkime:
  • CaF_2(k) ⇄ Ca²⁺_(suda)+ 2F^–_(suda)
• K_ççbağıntısı:
  • K_çç= [Ca²⁺][F^–]²

AgCl tuzuna ait çözünme dengesi tepkimesi ve K_çç bağıntısı şöyledir:

• Çözünme dengesi:
  • AgCl_(k) ⇄ Ag⁺_(suda)+ Cl^–_(suda)
• K_ççbağıntısı:
  • K_çç= [Ag⁺][Cl^–]

Mg₃(PO₄)₂ tuzuna ait çözünme dengesi tepkimesi ve K_çç bağıntısı şöyledir:

• Çözünme dengesi:
  • Mg₃(PO₄)_2(k) ⇄ 3Mg²⁺_(suda)+ 2PO₄^3-_(suda)
• K_ççbağıntısı:
  • K_çç= [Mg²⁺]³[PO₄^3-]²

Al(OH)₃ tuzuna ait çözünme dengesi tepkimesi ve K_çç bağıntısı şöyledir:

• Çözünme dengesi:
  • Al(OH)_3(k) ⇄ Al³⁺_(suda)+ 3OH^–_(suda)
• Kçç bağıntısı:
  • K_çç= [Al³⁺][OH^–]³

K_çç Bağıntısı Örnekleri

Aşağıdaki iki tabloda, bazı tuz ve iyonik bileşikler, Kçç değerleri ile birlikte verilmiştir.

 Bazı Bileşiklerin Kçç Değerleri                                   Bazı Bileşiklerin Kçç Değerleri

K_çç – Çözünürlük İlişkisi

• K_çç sabiti, bütün denge sabitleri gibi, denge anındaki derişimlerle hesaplanır.
• Bir tuzun, suda çözünme tepkimesi denge halinde ise, doymuş bir çözelti oluşmuş demektir.
• Doymuş çözeltideki derişimi, tuz için özel bir derişimdir, çünkü bu derişim aynı zamanda tuzun çözünürlüğüdür (S).
  • Yani, Kçç bağıntısı, tuzun çözünürlük değeri ile hesaplanır.
  • Bu yüzden Kçç bağıntısına “çözünürlük çarpımı” denir.

K_çç değerinden çözünürlük, çözünürlük değerinden K_çç hesaplanabilir.

Tuzların Çözünürlüğüne Etki Eden Faktörler

• Çözünürlük, ayırt edici bir özelliktir.
  • Yani, her maddenin çözünürlük değeri farklıdır ve bir maddenin çözünürlük değeri o maddenin parmak izi gibidir.
• Tuzların çözünürlüğü de, belli koşullarda sabittir ve her tuz için ayırt edicidir.
• Bir tuzun çözünürlüğü iki şekilde değişir. Bunlar:

1. Sıcaklık
2. Ortak iyon

Kçç bir çeşit denge sabiti olduğundan, bütün denge sabitleri gibi sadece sıcaklık ile değişir.

1. Çözünürlüğe Sıcaklık Etkisi

• Çözünürlük; denge anına ait bir değer olduğu için, çözünürlüğe sıcaklık etkisi, aslında; dengeye sıcaklık etkisi ile aynı şeydir.
• Dengeye sıcaklık etkisi, Le Chatelier Prensibi ile açıkladığımız bir konuydu. Kısaca tekrar hatırlayalım.
  • Sıcaklık arttırıldığında, denge tepkimesine ısı verilmiş olur.
  • Isısı artan denge, Le Chatelier Prensibine göre; ısıyı azaltacak yöne kayar; ısısı azalan denge tepkimesi de ısıyı arttıracak yöne kayar.

• Endotermik çözünen tuzların denge tepkimesinde ısı, girenlerdedir; ekzotermik tuzlarda ise ısı ürünlerdedir.

Öğretici Örnek:

• Bir endotermik çözünme dengesi örneği şöyledir:
  • AgCl_(k)+ ısı ⇄ Ag⁺_(suda) + Cl^–_(suda)
• Yukarıdaki tuzun çözünme tepkimesi endotermiktir.
• Bu tuzun, dibinde katısı bulunan doymuş çözeltisi (denge anı) ısıtılırsa:
  • Denge ürünlere kayar.
  • Ürünlerin derişimi artar.
  • Tuzun çözünürlüğü artar.
  • Dipteki katı miktarı azalır.
  • Tuzun K_ççdeğeri büyür.
• Bu tuzun, dibinde katısı olmayan doymuş çözeltisi ısıtılırsa:
  • Ürünlerin derişimi değişmez.
  • Tuzun çözünürlüğü artar.
  • Doymamış bir çözelti oluşur.
  • Tuzun K_ççdeğeri büyür.
• Bu tuzun doymuş çözeltisi soğutulursa (dibinde katısı olsun olmasın):
  • Tuzun çözünürlüğü azalır.
  • K_ççdeğeri küçülür.
  • Aşırı doymuş bir çözelti oluşur.
  • Çözünen iyonların bir kısmı zamanla kristallenir ve katı hale geçer.
  • Dipteki katı tuzun (girenlerin) miktarı artar.
  • Dipte katı yoksa da bir miktar katı oluşur.
  • Çözünen iyonların derişimi azalır.

Aşağıda, çözünme dengesi endotermik olan AgCl tuzunun farklı sıcaklıklardaki, çözünürlük ve K_çç değerleri verilmiştir:

Öğretici Örnek:

• Ekzotermik çözünme tepkimesi dengesi şuna benzer:
  • Ce₂(SO₄)_3(k)⇄ 2Ce³⁺_(suda) + 3SO₄^2-_(suda) + ısı
• Yukarıdaki tuzun çözünme tepkimesi ekzotermiktir.
• Bu tuzun doymuş çözeltisi ısıtılırsa (dibinde katısı olsun olmasın):
  • Tuzun çözünürlüğü azalır.
  • K_ççdeğeri küçülür.
  • Aşırı doymuş bir çözelti oluşur.
  • Çözünen iyonların bir kısmı zamanla kristallenir ve katı hale geçer.
  • Dipteki katı tuzun (girenlerin) miktarı artar.
  • Dipte katı yoksa da bir miktar katı oluşur.
  • Çözünen iyonların derişimi azalır.
• Bu tuzun, dibinde katısı bulunan doymuş çözeltisi (denge anı) soğutulursa:
  • Denge ürünlere kayar.
  • Ürünlerin derişimi artar.
  • Tuzun çözünürlüğü artar.
  • Dipteki katı miktarı azalır.
  • Tuzun K_ççdeğeri büyür.
• Bu tuzun, dibinde katısı olmayan doymuş çözeltisi soğutulursa:
  • Ürünlerin derişimi değişmez.
  • Tuzun çözünürlüğü artar.
  • Doymamış bir çözelti oluşur.
  • Tuzun K_ççdeğeri büyür.

2. Çözünürlüğe Ortak İyon Etkisi

• Adından da anlaşılacağı gibi, ortak iyon sorularında, suda çözünen iki tane tuz vardır ve bu tuzların formüllerinin yarısı aynıdır.
  • Yani; iyonlarından biri ortaktır.

• “Ortak iyon” yine Le Chatelier Prensibine göre, çözünürlüğü her zaman düşürür.
• Ortak iyon K_çç değerini değiştirmez.

Öğretici Örnek:

AgCl_(k) ⇄ Ag⁺_(suda) + Cl^–_(suda)

• Yukarda, çözünme dengesi verilen AgCl tuzunun çözeltisi doymuşken, yani tepkime dengedeyken, çözeltiye Cl^–iyonu katarsak:
  • Cl^–derişimi artar ve denge Cl^– derişimini azaltmak için girenlere kayar.
  • Bu da çözünürlüğün düşmesi demektir.

• Ortak iyon sorularında genellikle şu durumlara dikkat edilir:
  • Suda çözünen tuzlardan biri suda çok az çözünüyordur ve K_çç değeri verilir ya da sorulur.
  • Diğer tuz, suda iyi çözünen bir tuzdur ve tamamen çözünür.
  • Ortak iyon sorularında, hesap yaparken hep bir “ihmal” yapmamız gerekir.
    • İhmal kuralını zayıf asit ve bazlardan hatırlıyoruz. Burada yapacağımız ihmal de aynı mantıkla yapılır.