KİMYAGER: DENEY-6: pH METRE İLE BİR NÖTRALİZASYON TEPKİMESİNİN İZLENMESİ

1-AMAÇ

Konsantrasyonunu bilinen NaOH kuvvetli baz çözeltisinin yardımıyla, pH metre kullanarak asetik asit çözeltisinin pH ve pKa değerini hesaplamaktır.

2-TEORİK BİLGİ

Konsantrasyonu bilinen bir çözeltiden yararlanılarak konsantrasyonu bilinmeyen bir çözeltinin konsantrasyonunu bulma işlemine titrasyon denir. Titrasyonda derişimi kesin olarak bilinen çözeltiye "standart çözelti" denir. Bu çözelti derişimi bilinmeyen çözeltiye, iki çözelti arasındaki reaksiyon tamamlanıncaya kadar azar azar eklenir. Reaksiyonun tamamlandığı noktaya "eşdeğerlik noktası" denir. Bu noktanın saptanabilmesi için uygulanan tekniklerden biri de, eşdeğerlik noktasında renk değiştiren bir maddenin ortama çok az miktarda eklenmesidir. Böyle maddelere "indikatör" denir.

Titrimetriyle konsantrasyon ve hacmi bilinen bir çözeltiyle kimyasal reaksiyona giren bir numune içinde ,bulunan madde tayin edilir.

pH bir çözeltinin asitlik veya alkalinlik derecesini tarif eden ölçü birimidir.

0'dan 14'e kadar olan bir skalada ölçülür. pH teriminde p; eksi logaritmanın matematiksel sembolünden ve H ise Hidrojenin kimyasal formülünden türetilmişlerdir.

pH tanımı Hidrojen konsantrasyonunun eksi logaritması olarak verilebilir:

pH = -log[H⁺]

pH hidrojen iyonun aktivitesi cinsinden bir asit veya bazın derecesini ifade etme yoluyla ihtiyaç duyulan kantitatif bilgiyi sağlar.

Bir maddenin pH değeri hidrojen iyonu [H⁺] ile hidroksil iyonunun [OH^-] derişimlerinin oranına direk bağlıdır. Eğer H⁺ derişimi OH^- derişiminden fazla ise maddemiz asidik; yani pH değeri 7 den düşüktür. Eğer OH^- derişimi H⁺ derişiminden fazla ise maddemiz bazik; yani pH değeri 7 den büyüktür. Eğer OH^- ve H⁺ iyonlarından eşit miktarlarda mevcut ise, madde 7 pH değerine sahip olmak üzere nötraldir.

Asit ve bazlar her biri serbest hidrojen ve hidroksil iyonlarına sahiptirler. Belli koşullarda ve belli bir çözeltide hidrojen ve hidroksil iyonlarının ilişkileri sabit olduğu için, birini tespit etmek diğerini bilmek ile mümkündür. Bu anlamda, pH, tanımsal açıdan hidrojen iyonu aktivitesinin seçici bir ölçümü olsa da, hem alkalinlik hem de asitliğin bir ölçüsüdür. pH logaritmik bir fonksiyon olması açısından, pH değerindeki bir birimlik değişim hidrojen iyon derişimindeki on-katlık değişime karşılık gelir.

Tablo-1'de hem hidrojen hem de hidroksil iyonlarının konsantrasyonlarını farklı pH değerlerinde görebiliriz.

Tablo-1

2.1-) MOLAR KAVRAMI

Bir bileşiğin molü moleküllerin Avogadro sayısı (6.02 x 10²³ molekül) olarak tanımlanır. Kütlesi ise yaklaşık olarak gram cinsinden moleküler ağırlığa eşittir.

Örneğin, sodyum hidroksit, NaOH için, moleküler ağırlık 23+16+1 = 40 olup, bir molünde 40 gram mevcuttur. Hidrojen [H⁺] iyonunun atomik ağırlığı bir (1) olduğuna göre, bir mol hidrojende 1 gram hidrojen iyonu mevcuttur. pH’ı 10 olan bir çözeltide 1 x 10^-10 mol hidrojen iyonu, veya bir litre çözeltide 10^-10 gram vardır.

2.2-) İYONLAŞMA

İyon yüklü bir parçacık olup elektron(lar) kazanmış veya kaybetmiş bir atom veya molekül tarafından yaratılır. Çözeltide iyonların varlığı, içinden bir iletken gibi elektriksel enerjinin geçirilmesine olanak verir. Farklı bileşikler, atomların elektron kaybedip kazanma kabiliyetine bağlı olarak çözeltilerde farklı miktarlarda iyonlar oluşturur. Çözeltide hidrojen (H⁺) veya hidroksil (OH^-) iyonlarını oluşturma amacıyla bağlanlarını çözerler (veya iyonize olurlar).

Bağlarını kolayca ayıran moleküller su çözeltisinde iken kuvvetli asit veya bazlar oluşturacaktır. Bunlara örnek hidroklorik asit (HCl) ve sodyum hidroksittir(NaOH):

HCl +H₂O ---> H₃O + Cl

NaOH ---> Na⁺ + OH^-

Sulu bir çözeltide, hidrojen iyonları normalde çözücü olan su ile birleşerek hidronyum iyonunu (H₃O⁺) oluşturur. Bu cins çözeltilerin ölçümleri bu bakımdan hidronyum iyonu konsantrasyonu ölçümleridir. Genellikle pH ölçümü ile ilgili uygulamalarda “hidronyum iyonu” ve “hidrojen iyonu” birbirleri ile değişmeli olarak kullanılırlar.

Bazı bileşikler zayıf asit ve bazlar oluştururlar; bileşiklerin sadece çok az bir yüzdesi kendilerini oluşturan iyonlara ayrışırlar, böylelikle çok az hidrojen veya hidroksil iyonu oluşur. Buna bir örnek, her 100 molekül başına bir adetten daha az hidrojen iyonundan daha az oluştuğu, asetik asittir.

H₂O + CH₃COOH---> H₃O⁺ + CH₃COO^-

Saf su da, 25°C da her bir su molekülü başına 10^-7 hidrojen ve 10^-7 hidroksil iyonu olmak üzere zayıfça ayrışır.

2H₂O---> H₃O⁺+ OH^-

Suya asitin ilavesi hidrojen iyon konsantrasyonunu arttırırken hidroksil iyon konsantrasyonunu azaltır. Suya ilave edilen bir baz ters etki yapar. Hidroksil iyonlarının konsantrasyonu artar ve hidrojen iyonlarının konsantrasyonu düşer.

H₂O + HCl-----> H₃O⁺ + Cl^-

H₂O + NaOH---->Na⁺ + H₂O + OH^-

pH ölçümümünün çok geniş kullanım alanları vardır. Örneğin, pH ölçüm ve kontrolü içme suyunun saflandırılmasında, şeker üretiminde, atık maddelerin işlenmesinde, gıda proseslerinde, elektrokaplamada, ve kozmetik maddeler ile ilaçların başarılı etkinliği ve güvenliğinin temininde anahtar rol oynar. Bitkilerin düzgün gelişebilmesi için toprağın belli pH aralığında olması gerekir, hayvanların kan pH’ı doğru sınırlar dahilinde değil ise hastalanabilir veya ölebilirler

2.3-) pH Metrenin Çalışma Prensibi

Yaklaşık bir pH belirlemesi, pH seviyesi değiştikçe değişik renk alan pH kâğıtları veya göstergeleri ile elde edilebilir. Bu tip göstergelerin doğruluklarında sınırlamalar mevcuttur ve renkli veya koyu örneklerde doğru olarak sonuç elde etmek zorlaşabilir.

Daha doğru pH ölçümleri bir pH metre ile elde edilebilir. Bütün cihazlarda, bazen ayrı ayrı, bazen de tek bir bölmeye yerleştirilmiş referans ve cam elektrotlar bulunur. Referans elektrotta meydana gelen sabit elektrik potansiyeline karşı H⁺ konsantrasyonu ve pH değişmelerine hassas bir ucu bulunan cam elektrotta meydana gelen potansiyel değişiklikleri ölçülür. Bu elektrot çabuk kuruduğu için sürekli olarak distile su içinde tutulmalıdır.

Elektrodun kalibrasyonu, pH’sı bilinen standart solüsyonlarla yapılır. Yumuşak bir bezle sildikten sonra pH’sı ölçülecek olan sıvıya daldırılır. Skalada okunan rakam o solüsyonun pH’sıdır. Distile su ile iyice yıkandıktan sonra elektrot su dolu kabın içinde olacak şekilde statifine (sabitleştirici) yerleştirilir.

Referans elektrodu çıkışı hidrojen iyonu aktivitesi ile değişmez. pH elektrodunun iç direnci çok yüksektir. pH değişimine göre ortaya çıkan voltaj değişimini ölçmede zorluk çıkarır. pH metrenin giriş empedansı ve kaçak dirençler önemli faktörler haline gelir. pH metre temel olarak yüksek empedanslı bir yükseltici olup anlık elektrod voltajlarını ölçüp sonuçları analog veya dijital bir göstergede pH birimi cinsinden gösterir. Bazı hallerde, özel kullanım alanları veya iyon-seçici ya da Oksidasyon-İndirgeme Potansiyeli (ORP) elektrotlar için voltaj da okunabilir.

2.4-) SICAKLIK KOMPANZASYONU (DENGELEMESİ)

Sıcaklık Kompanzasyonu cihaz içine alınmaktadır. Çünkü pH ölçümü ve elektrotları sıcaklığa karşı hassastır. Sıcaklık kompanzasyonu manüel veya otomatik olabilir. Manüel kompanzasyonda, ayrı bir sıcaklık ölçümü gereklidir ve pH metrenin manuel kompanzasyon kontrolü yaklaşık sıcaklık değerine göre ayarlanır. Otomatik sıcaklık kompanzasyonun da (ATC), kendi başına çalışan bir sıcaklık probundan gelen sinyal pH metreye beslenir, böylece numunenin pH değeri doğru olarak o sıcaklıkta belirlenir.

2.5-) TAMPON ÇÖZELTİLER

Tamponlar pH değerleri sabit olan ve o pH seviyesinde değişimlere dirençli duran çözeltilerdir. pH ölçüm sistemini ( pH metre ve elektrodu) kalibre etmede kullanılırlar.

Zaman geçtikçe bir elektrodun bir diğerinden çıkış bakımından ufak farkları olabilir. Sistem bu bakımdan periyodik olarak kalibre edilmelidir. Tamponlar geniş bir pH değer aralığında mevcuttur. Hem hazır karışmış sıvı olarak hem de toz kapsül biçimde temin edilirler. Çoğu pH metre birkaç spesifik pH değerinde kalibre edilmelidirler. İlk kalibrasyon genellikle izopotansiyel nokta ( pH 7 de ve 25°C’da elektrodun verdiği sinyal 0mV’dur) civarında yapılmalıdır, ve bir ikincisi de ya pH 4 ya da pH 10’da yapılmalıdır. Ölçümü yapılacak numunenin fiili pH değerine mümkün olan en yakın tamponu seçmek en iyisi olacaktır.

2.6-) SICAKLIK ETKİLERİ

pH elektrodu sıcaklığa bağlıdır, ve pH metre devresinde dengelenir. pH metre devre sistemi, pH elektrodunun genel bir matematiksel tanımı olan, Nernst denkleminden faydalanır.

E = E_x + {2.3RT_K/nF} log (a_i)

Burada:

E_x = referans elektroduna bağlı olan sabit

R = sabit

T_K = mutlak sıcaklık (Kelvin)

n = iyonun yükü ( işareti dahil olmak üzere)

F = sabit

A_i = iyon aktivitesi

pH ölçümünde bizi ilgilendiren hidrojen iyonundaki H⁺ olup:

{2.3RT_K/nF} = 59.16 mV

burada: n = 1 ve T = 25°C’dır. Bu terime Nernst katsayısı adı verilir.

pH, hidrojen ion etkinliği logaritmasının eksi değeri olarak belirlenmiş olduğundan, her hangi bir sıcaklıkda genel denklem şöylece ifade edilebilir:

E = Ex - 1.98 T_k pH

Çözeltideki sıcaklık değişmeleri, Nernst denklemine uygun olarak cam pH elektrodunun milivolt değerini değiştirecektir. Sıcaklığa karşı elektrot hassasiyetindeki değişimler doğrusal bir fonksiyon olup pek çok pH metre bu dengelemeyi sağlamak üzere gerekli akım tasarımı ile teşhiz edilmiştir. Şekil 1 farklı sıcaklıkların, cam pH elektrodunun sinyalleri üzerindeki etkisini göstermektedir.

Şekil.1 Bu üç eğimin, 0 mV ve pH 7 durumundaki noktada kesiştiğini göstermektedir; bu izopotansiyel noktada temperaturla ilgili olarak milivolt değişikliği olmadığı anlamı çıkar. Aynı zamanda, pH 7 civarında ölçüm çalışması yapıldığı vakit, temperatur dengelemesinin belirgin bir faktör olmadığı görülür. Bununla beraber, pH 3.0 veya 11.0 düzeylerinde bir ölçüm çalışması yapıldığı vakit, 15°C lik bir sıcaklık değişikliği 0.2 pH hatasına yol açabilir. Elektrod üzerinde sıcaklık etkisinin doğrusal olduğu gösterilmiş olduğu için, pH üzerinde sıcaklık bağımlılığı şöylece ifade edilebilir:

0,03 pH hatası / pH birim başına / 10°C

Numunenin gerçek pH'ı, çözeltinin hidrojen iyon aktivitesinde (etkinliğinde) olan değişikliklerden dolayı ve çözeltinin sıcaklığına bağlı olarak, gerek bileşiğin iyonlanması ve gerekse çözeltideki hidrojen iyon etkinliğinin sıcaklığa bağımlı olmasından dolayı değişebilmektedir. Doğru bir pH ölçümünün istenilen sıcaklık da yapılması gerektiği için dengeleme mekanizması bu düzeltmeyi esasen yapmaz, zaten bunu yapması da istenmez. Sıcaklık dengelemesi, gerçek çözeltinin pH'ındaki değişiklik için değil, yalnızca elektrodun çıkışı için bir düzeltme yapar.

Sıcaklık cam membranın (zarın) empedansına da etki yapar. 25°C nin altında, her 8°C için belirlenmiş olan empedans iki kat bir değere çıkar. Camın cıdarının orijinal empedansına bağlı olarak, ölçüm aparatının düşük sıcaklıklarda ölçüm yapacak ise daha yüksek empedansa sahip olması gerekmektedir.

2.7-) NÖTRALLEŞME REAKSİYONLARI

Bir asitle bir baz arasındaki reaksiyona nötralleşme reaksiyonu* denir. Genellikle, sulu asit-baz reaksiyonları su ve tuz meydana getirir. Tuz iyonik bir bileşik olup, H⁺ dışında bir katyondan ve OH^- veya O^-2 dışında bir anyondan meydana gelmiştir. pH bir çözeltinin asitlik veya alkalinlik derecesini tarif eden ölçü birimidir 0'dan 14'e kadar olan bir skalada ölçülür. pH teriminde p; eksi logaritmanın matematiksel sembolünden ve H ise Hidrojenin kimyasal formülünden türetilmişlerdir. pH tanımı Hidrojen konsantrasyonunun eksi logaritması olarak verilebilir:

pH = -log[H⁺]

Zayıf asit ve kuvvetli baz titrasyonu: Başlangıçta çözelti yalnız asittir ve pH bu türlerin konsantrasyonu ve iyonlaşma sabiti yardımıyla hesaplanır. Her titrant ilavesi ile ortamda bir seri tampon oluşur ve her tampon çözeltinin pH sı asit ve bunların konjuge bazı konsantrasyınları yardımıyla hesaplanır. Eşdeğerlik noktasında ortamda titre edilen asitin yalnız konjuge türleri bulunur ve pH bu türlerin knsantrasyonları yardımıyla hesaplanır. Eş değerlik noktasından sonra kuvvetli baz titrantının aşırısı reaksiyon ürününün asidik veya bazik özelliğini baskı altına alır ve pH aşırı titrantının konsantrasyonu yardımıyla hesaplanır.

2.8-) Potansiyometrik Titrasyon

Çeşitli duyarlıkları ya da seçicilikleri olan elektrotlar kullanılarak her bir titrant ilavesiyle çözeltinin potansiyeli ölçülerek nicel analiz yapılır.

Potansiyometrik titrasyonda her titrant eklenmesinden sonra ölçülen gerilim değeri eklenen titrant hacmine karşı grafiğe geçirilerek Potansiyometrik titrasyon eğrisi oluşturulur. S şeklinde olan Potansiyometrik titrasyon eğrisinde dönüm noktası eğrinin eğiminin en büyük olduğu noktadır. Dönüm noktasının hatasız bir biçimde elde edilebilmesi için eşdeğerlik noktası civarındaki titrant eklenmesi çok özenli olarak yapılmalıdır. Potansiyometrik titrasyon ile doğru ve kesin sonuçlar elde edilir ve sürekli olarak bir gerilim değişmesi ölçüldüğünden sıvı temas geriliminin ve aktiflik katsayısının ölçümlere etkisinin dikkate alınması gerekmez. Yükseltgenme-indirgenme tepkimelerinin potansiyometrik yoldan izlenmesi için bir Pt elektrot kullanılırken, asit-baz, çökelme ve kompleksleşme tepkimelerinin oluştuğu titrasyonların potansiyometrik yoldan izlenmesinde uygun bir iyon seçici elektrot kullanılır.

Potansiyometrik titrasyon sudan başka çözücülerde de uygulanabilir. Sudan daha asidik olan asetik asit ve formik asit gibi çözücülerde çok zayıf bir baz olmaları nedeniyle sulu ortamda titre edilemeyen bazlar titre edilebilir.

3-DENEYDE KULLANILAN MALZEMELER

· Beher

· Manyetik karıştırıcı

· pH metre

· 0,1 M asetik asit çözeltisi

· 0,1 M NaOH çözeltisi

· Büret

· Saf su

4-DENEYİN YAPILIŞI

İlk önce 0,5 M NaOH stok çözeltisinden 100 ml 0,1 M lık NaOH çözeltisi hazırlanır.

Hazırlanan 0,1 M NaOH çözeltisi bürete konur Daha sonra bir bahere 10 ml asetik asit konulur ve saf su ile seyreltilir. İçersine birkaç damla fenolftaleyn indikatörü eklenir. Beher bir manyetik karıştırıcı üzerine yerleştirilir. belli aralıklarla titrant eklenerek pH metre ile ölçüm yapılır .

5-VERİLER – HESAPLAMALAR

TABLO-2: Eklenen NaOH hacmine karşılık ölçülen pH değerleri

V (ml)	pH değeri
0	3,62
1	3,79
2	4,02
3	4,23
4	4,42
5	4,61
6	4,8
7	5,01
8	5,26
8,1	5,29
8,2	5,33
8,3	5,36
8,4	5,41
8,5	5,44
8,6	5,49
8,7	5,55
8,8	5,58
8,9	5,65
9	5,68
9,1	5,75
9,2	5,82
9,3	5,88
9,4	5,99
9,5	6,11
9,6	6,16
9,7	6,45
9,8	6,83
9,9	7,14
10	8,66
10,1	9,38
10,2	9,56
10,3	9,8
10,4	9,88
10,5	10,03
11,5	10,59
12,5	10,82
13,5	10,97
14,5	11,08
15,5	11,18
16,5	11,24
17,5	11,31
18,5	11,35
19,5	11,4