Asit–Baz Titrasyonu pH Eğrisi (Güçlü Asit – Güçlü Baz) – Konu Anlatımı

Güçlü Asit – Güçlü Baz Titrasyonu (pH–Hacim Eğrisi) — Ders Notu

Titrasyon, derişimi bilinmeyen bir asit ya da bazın derişimini bulmak için, derişimi bilinen (standart) bir çözeltiyle kontrollü şekilde nötrleştirilmesidir. Bu hesaplayıcı, güçlü asit–güçlü baz sistemini ele alır: örn. HCl – NaOH.

“Güçlü” demek, suda neredeyse tamamen iyonlaştıkları anlamına gelir:

• HCl → H⁺ + Cl⁻ (tam ayrışma)
• NaOH → Na⁺ + OH⁻ (tam ayrışma)

Bu yüzden denge (Ka, Kb) gibi ek karmaşıklıklar yoktur. pH hesabı tamamen artan (fazla kalan) H⁺ veya OH⁻ molüne dayanır.

---

Temel Fikir: “Mol Karşılaştırması”

Titrasyon eğrisi aslında şu sorunun grafiğidir: “Baz ekledikçe çözelti içinde fazla kalan H⁺ mı var, OH⁻ mı var?”

Temel reaksiyon:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

---

Adım 1 — Mol Hesabı (n = M·V)

Her şey mol hesabıyla başlar:

n = M · V

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

Asit için

n_asit = C_a · V_a

Baz için (eklenen hacme bağlı)

n_baz = C_b · V_b

Dikkat: Hesaplamada mL kullanıyorsan litreye çevir:

V(L) = V(mL) / 1000

---

Adım 2 — Eşdeğerlik Noktası ve Eşdeğerlik Hacmi

Eşdeğerlik noktası, eklenen bazın molünün, başlangıçtaki asit molüne eşit olduğu andır:

n_asit = n_baz

Buradan eşdeğerlik hacmi bulunur:

C_a·V_a = C_b·V_eq
V_eq = (C_a·V_a) / C_b

Bu araçta görünen “Eşdeğerlik hacmi (mL)” tam olarak budur.

---

Adım 3 — Toplam Hacim (Seyreltme Etkisi)

Titrasyonda pH sadece “kalan mol” ile değil, aynı zamanda toplam hacimle belirlenir:

V_toplam = V_a + V_b

Çünkü pH hesaplamak için derişime ihtiyacımız var:

[H⁺] = (kalan H⁺ mol) / V_toplam

[OH⁻] = (kalan OH⁻ mol) / V_toplam

---

Titrasyon Eğrisinin 4 Bölgesi (pH nasıl değişir?)

Güçlü asit–güçlü baz titrasyonu genelde 4 ana bölge ile okunur. Hacim (V_b) arttıkça hangi iyon fazlaysa pH ona göre bulunur.

1) Başlangıç (Vb = 0)

Çözeltide sadece asit vardır.

[H⁺] = C_a

pH = −log[H⁺]

2) Eşdeğerlik Öncesi (Vb < Veq) — Asit Fazla

Eklenen baz asidin bir kısmını tüketir ama asit hâlâ fazladır.

kalan H⁺ mol = n_asit − n_baz

[H⁺] = (n_asit − n_baz) / V_toplam

pH = −log[H⁺]

3) Eşdeğerlik Noktası (Vb = Veq)

n_asit = n_baz olduğunda H⁺ ve OH⁻ tamamen tükenir. Güçlü asit–güçlü bazda geriye “hidroliz yapan” bir tür kalmadığı için (tuz nötr kabul edilir) 25°C’de:

pH = 7

4) Eşdeğerlik Sonrası (Vb > Veq) — Baz Fazla

Baz, asidin hepsini bitirmiştir ve çözelti artık OH⁻ fazlası taşır.

kalan OH⁻ mol = n_baz − n_asit

[OH⁻] = (n_baz − n_asit) / V_toplam

pOH = −log[OH⁻]

pH = 14 − pOH

---

pH + pOH = 14 Nereden Geliyor?

25°C’de suyun iyon çarpımı:

K_w = [H⁺][OH⁻] = 1.0×10⁻¹⁴

Log alınca:

pH + pOH = 14

Bu ilişki, güçlü asit–güçlü baz titrasyonu pH hesaplarının temel taşıdır.

---

Grafik (pH–Hacim Eğrisi) Nasıl Okunur?

• Başta pH düşüktür (asit baskın).
• Eşdeğerliğe yaklaşırken pH yükselir.
• Eşdeğerlik çevresinde pH çok hızlı sıçrar (eğrinin en dik bölümü).
• Eşdeğerlikten sonra pH bazik bölgede yavaşça artarak devam eder.

Bu “ani sıçrama”, güçlü–güçlü sistemlerde belirgindir ve titrasyonun uç noktasını gözle yakalamayı kolaylaştırır.

---

Bu Hesaplayıcı Ne Yapar?

Araç, 0 mL’den başlayarak belirlediğin hacim adımı (step) kadar baz ekler. Her adımda:

• n_baz hesaplar
• kimin fazla kaldığını bulur (H⁺ mi OH⁻ mi)
• toplam hacim ile derişimi bulur
• pH hesaplayıp tablo/grafiğe ekler

Böylece tam bir pH–hacim eğrisi oluşur ve eşdeğerlik hacmi net şekilde görülür.

---

Sık Yapılan Hatalar (Önemli!)

• mL’yi litreye çevirmemek (en yaygın hata)
• Eşdeğerlikte pH = 7 kuralını zayıf sistemlere yanlış uygulamak
• Toplam hacmi (seyreltmeyi) unutmak
• step’i çok büyük seçip eğrinin sıçrama bölgesini kaçırmak

Not: Bu ders içeriği güçlü asit–güçlü baz (tam ayrışan) sistemler için hazırlanmıştır. Zayıf asit/baz titrasyonlarında tampon bölge, Ka/Kb ve hidroliz etkileri devreye girer.