Asit – Baz Nötralizasyon Hesaplayıcı – Konu Anlatımı

Asit – Baz Nötralizasyonu Nedir?

Nötralizasyon, bir asit ile bir bazın tepkimeye girerek su (H₂O) ve genellikle bir tuz oluşturmasıdır. Bu tepkimelerin özünde, asidin verdiği H⁺ iyonları ile bazın verdiği OH⁻ iyonlarının birleşmesi yatar.

En temel nötralizasyon denklemi şudur:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Kimyada asit–baz hesaplamalarının büyük kısmı, bu iyonların mol sayılarının karşılaştırılmasına dayanır.

---

Asit ve Baz Nasıl Tanımlanır?

Asit

Sulu ortamda H⁺ (proton) veren maddelerdir.

• HCl → H⁺ + Cl⁻
• H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻

Burada çok önemli bir nokta vardır: Asidin formülündeki H sayısı, bir molekülün kaç tane H⁺ verdiğini belirler.

Baz

Sulu ortamda OH⁻ iyonu veren maddelerdir.

• NaOH → Na⁺ + OH⁻
• Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻

Aynı şekilde bazın formülündeki OH sayısı, bir molekülün kaç OH⁻ verdiğini gösterir.

---

Adım 1 — Mol Hesabı (İşin Kalbi)

Asit–baz problemlerinde ilk ve en önemli adım, mol sayısını bulmaktır.

Mol formülü:

n = M · V

• n: mol sayısı
• M: molar derişim (mol/L)
• V: hacim (L)

Ancak burada bir ek çarpan daha vardır:

• Asit için: H⁺ katsayısı (a)
• Baz için: OH⁻ katsayısı (b)

Bu yüzden gerçek iyon mol sayıları:

n(H⁺) = Mₐ · Vₐ · a
n(OH⁻) = Mᵦ · Vᵦ · b

Bu araçta tam olarak bu hesap yapılır.

---

Adım 2 — Hangi İyon Fazla?

Nötralizasyonun sonucu, tamamen H⁺ ve OH⁻ mol sayılarının karşılaştırılmasına bağlıdır.

1) n(H⁺) = n(OH⁻)

Tüm iyonlar birbirini tüketir.

• Çözelti: NÖTR
• pH = 7 (25°C için)

2) n(H⁺) > n(OH⁻)

Fazla H⁺ kalır.

• Çözelti: ASİDİK
• pH < 7

3) n(OH⁻) > n(H⁺)

Fazla OH⁻ kalır.

• Çözelti: BAZİK
• pH > 7

---

Adım 3 — Toplam Hacim

Asit ve baz karıştırıldığında, çözeltinin toplam hacmi basitçe toplanır:

V_toplam = Vₐ + Vᵦ

Kalan iyonun derişimi, bu toplam hacim kullanılarak hesaplanır.

---

Adım 4 — Kalan İyon Derişimi

Eğer çözeltide fazla iyon varsa:

[iyon] = kalan mol / V_toplam

Bu derişim, pH veya pOH hesabının temelini oluşturur.

---

Adım 5 — pH ve pOH Hesabı

Asidik çözelti

Fazla iyon: H⁺

pH = −log[H⁺]

Bazik çözelti

Fazla iyon: OH⁻

pOH = −log[OH⁻]

pH = 14 − pOH

Bu bağıntı, 25°C’de suyun iyon çarpımına dayanır:

K_w = 10⁻¹⁴

---

Bu Hesap Nerelerde Kullanılır?

• Lise ve üniversite kimya problemleri
• Laboratuvar deneyleri (asit–baz titrasyonu)
• pH ayarlama işlemleri
• Endüstride çözelti dengeleme
• Çevre mühendisliği (atık su pH kontrolü)

---

Sık Yapılan Hatalar

• mL → L dönüşümünü unutmak
• H⁺ veya OH⁻ katsayısını dikkate almamak
• Mol yerine direkt derişim karşılaştırmak
• Toplam hacmi hesaba katmamak

Bu araç, tüm bu adımları otomatik ve hatasız şekilde uygular.

Not: Hesaplamalar seyreltik, sulu çözeltiler ve 25°C için geçerlidir.