Asit-baz (nötrleşme) ve redoks tepkimeleri

Sulu çözelti tepkimelerinin üç büyük ailesi var: çökelme (3. hafta), asit-baz ve redoks. Bu sayfa son ikisi. Asit-baz tarafında hesap sorusu neredeyse hep titrasyon: bir çözeltinin derişimini, derişimi bilinen başka bir çözeltiyle ölçmek. Redoks tarafında iki beceri isteniyor: yükseltgenme basamağı bulmak ve denklemi yarı-tepkime yöntemiyle denkleştirmek.

Altın kurallar:

1. Eşdeğerlik noktasında mol $\mathrm{H^+}$ = mol $\mathrm{OH^-}$. Asidin kaç $\mathrm{H^+}$ verdiğine dikkat.
2. Zayıf asit ve bazlar net iyonik denklemde molekül olarak yazılır.
3. Yükseltgenme = elektron kaybı, indirgenme = elektron kazancı. Biri varsa öteki de vardır.
4. Redoks denklemi hem atomca hem yükçe denk olmalı.

Asitler, bazlar ve nötrleşme

Arrhenius tanımına göre asit (acid) suda $\mathrm{H^+}$ (gerçekte $\mathrm{H_3O^+}$), baz (base) suda $\mathrm{OH^-}$ verir. Brønsted-Lowry tanımı daha geniş: asit proton vericidir, baz proton alıcıdır. $\mathrm{NH_3}$ bu yüzden bazdır: $\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}$.

Listede olmayan asitleri (HF, $\mathrm{CH_3COOH}$, $\mathrm{H_3PO_4}$, $\mathrm{H_2CO_3}$) zayıf kabul et.

Nötrleşme (neutralization): asit + baz → tuz (salt) + su.

$\mathrm{HNO_3(aq) + KOH(aq) \rightarrow KNO_3(aq) + H_2O(l)}$

Güçlü asit ile güçlü baz için net iyonik denklem hep aynıdır: $\mathrm{H^+(aq) + OH^-(aq) \rightarrow H_2O(l)}$. Zayıf asitte asit molekül halinde yazılır.

Titrasyon

Titrasyonda (titration) derişimi bilinen çözelti (titrant) büretten damla damla eklenir. Tam nötrleşme anına eşdeğerlik noktası (equivalence point) denir; bir indikatörün (fenolftalein gibi) renk değiştirdiği nokta (end point) buna çok yakındır.

Hesap tarifi:

1. Denkleşmiş denklemi yaz (H2SO4 + 2 NaOH !)
2. Bilinen çözelti: mol = M × V(L)
3. Katsayı oranıyla öbürünün molü
4. İstenen: M = mol / V   ya da   g = mol × M

Örnek 1 (ayarlama, standardization). NaOH çözeltisinin derişimini bulmak için 0.4085 g KHP ($\mathrm{KHC_8H_4O_4}$, 204.22 g/mol, tek protonlu) titre ediliyor. 20.00 mL NaOH harcanıyor.

$\frac{0.4085\ \text{g}}{204.22\ \text{g/mol}} = 2.000\times10^{-3}\ \text{mol KHP} = \text{mol NaOH} \qquad M = \frac{2.000\times10^{-3}}{0.02000\ \text{L}} = 0.1000\ \text{M}$

Örnek 2 (iki protonlu asit). $\mathrm{H_2SO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O}$. Bir mol sülfürik asit iki mol NaOH tüketir. Formülü “mol asit = mol baz” diye ezberleyen bu soruda yanar.

Örnek 3 (iki hidroksitli baz). 15.00 mL $\mathrm{Ba(OH)_2}$ çözeltisi 22.40 mL 0.1000 M HCl ile nötrleşiyor. $\mathrm{Ba(OH)_2 + 2HCl \rightarrow BaCl_2 + 2H_2O}$.

mol HCl     = 0.02240 L × 0.1000 M = 2.240×10^-3 mol
mol Ba(OH)2 = 2.240×10^-3 / 2      = 1.120×10^-3 mol
M Ba(OH)2   = 1.120×10^-3 / 0.01500 L = 0.07467 M

TUZAK · $M_1V_1 = M_2V_2$ titrasyonda. Bu formül seyreltme içindir. Titrasyonda sadece 1:1 oranlı tepkimelerde işe yarar. Oran 1:2 ise katsayıyı eklemen gerekir. Güvenli yol her zaman mol üzerinden gitmek.

Yükseltgenme basamakları (oxidation numbers)

Yükseltgenme basamağı, bütün bağlar iyonikmiş gibi düşünüldüğünde atomun taşıyacağı yüktür. Bir muhasebe aracı: elektronların nereye gittiğini takip etmeni sağlar. Kurallar (yukarıdaki önceliklidir):

Örnek 4. $\mathrm{KMnO_4}$‘te Mn: $+1 + x + 4(-2) = 0 \Rightarrow x = +7$. $\mathrm{C_2O_4^{2-}}$‘de C: $2x + 4(-2) = -2 \Rightarrow x = +3$.

Redoks: kim kimi yükseltgiyor?

• Yükseltgenme (oxidation): elektron kaybı, basamak artar.
• İndirgenme (reduction): elektron kazancı, basamak azalır.
• Yükseltgen (oxidizing agent): kendisi indirgenen, karşısını yükseltgeyen tür.
• İndirgen (reducing agent): kendisi yükseltgenen tür.

Ezber: “OIL RIG” (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain).

$\mathrm{\overset{0}{Mg}(s) + 2\overset{+1}{H}Cl(aq) \rightarrow \overset{+2}{Mg}Cl_2(aq) + \overset{0}{H_2}(g)}$

Mg 0 → +2: yükseltgendi, indirgendir. H +1 → 0: indirgendi; HCl yükseltgendir. Cl −1’de kaldı, redoksa katılmadı.

Bir tepkime redoks mu?

Her elementin basamağını iki tarafta yaz. En az biri değişiyorsa redokstur.

Serbest element içeren her tepkime (tek başına $\mathrm{O_2}$, Zn, $\mathrm{Cl_2}$ gibi) redokstur, çünkü serbest elementin basamağı 0 ve bileşiğe girince değişir.

Metallerin aktiflik serisi (activity series)

Bir metal, serideki kendinden aşağıdaki metalin iyonunu çözeltiden indirger. Kısaltılmış seri (aktiften pasife): Li > K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Ag > Au.

• Zn çinkodan aşağıdaki $\mathrm{Cu^{2+}}$‘yı indirger: $\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}$ olur.
• Cu, $\mathrm{Zn^{2+}}$‘yı indirgeyemez: tepkime olmaz.
• H’den yukarıdaki metaller (Mg, Zn, Fe) asitten $\mathrm{H_2}$ çıkarır; Cu, Ag, Au çıkarmaz.

Yarı-tepkime yöntemi (half-reaction method)

Redoks denklemlerinde basit deneme-yanılma çoğu zaman tıkanır, çünkü yük de denk olmalı. Asidik çözeltide adımlar:

1. Tepkimeyi yükseltgenme ve indirgenme yarı-tepkimelerine ayır.
2. Her yarıda O ve H dışındaki atomları denkleştir.
3. O’yu $\mathrm{H_2O}$ ekleyerek denkleştir.
4. H’yi $\mathrm{H^+}$ ekleyerek denkleştir.
5. Yükü elektron ($e^-$) ekleyerek denkleştir.
6. Elektron sayılarını eşitlemek için yarıları uygun sayılarla çarp.
7. Topla, iki tarafta olan türleri sadeleştir, atom ve yükü kontrol et.

Örnek 5. Asitte: $\mathrm{MnO_4^- + C_2O_4^{2-} \rightarrow Mn^{2+} + CO_2}$

İndirgenme:   MnO4−                       → Mn2+
              MnO4−                       → Mn2+ + 4 H2O        (O)
              MnO4− + 8 H+                → Mn2+ + 4 H2O        (H)
              MnO4− + 8 H+ + 5 e−         → Mn2+ + 4 H2O        (yük: +7 → +2)
Yükseltgenme: C2O4 2−                     → 2 CO2
              C2O4 2−                     → 2 CO2 + 2 e−        (yük: −2 → 0)
e− eşitle:    indirgenme ×2 (10 e−), yükseltgenme ×5 (10 e−)
Toplam:       2 MnO4− + 5 C2O4 2− + 16 H+ → 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O
Yük kontrol:  −2 − 10 + 16 = +4      sağ: 2(+2) = +4

Bazik çözeltide

Önce asitteymiş gibi denkleştir. Sonra her $\mathrm{H^+}$ için iki tarafa birer $\mathrm{OH^-}$ ekle; $\mathrm{H^+ + OH^-}$ çiftleri su olur, fazla suları sadeleştir.

Örnek 6. Bazda: $\mathrm{MnO_4^- + I^- \rightarrow MnO_2 + I_2}$

Asitte:  2 MnO4− + 6 I− + 8 H+ → 2 MnO2 + 3 I2 + 4 H2O
+8 OH−:  2 MnO4− + 6 I− + 8 H2O → 2 MnO2 + 3 I2 + 4 H2O + 8 OH−
Sadeleştir: 2 MnO4− + 6 I− + 4 H2O → 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH−

Redoks titrasyonu

Hesap asit-baz titrasyonunun aynısı; oranı denkleşmiş redoks denkleminden alırsın. Örneğin 0.2500 g $\mathrm{Na_2C_2O_4}$ (134.00 g/mol) ile titre edilen 0.02000 M $\mathrm{KMnO_4}$ için: $0.2500/134.00 = 1.866\times10^{-3}$ mol oksalat, $\times \tfrac{2}{5} = 7.463\times10^{-4}$ mol $\mathrm{MnO_4^-}$, hacim $= 37.31$ mL. Permanganat kendi indikatörüdür: mor renk kalıcı hale gelince eşdeğerliğe ulaşılmıştır.

Sık yapılan hatalar