Suyun Kimyası

Su, fiziksel özellikleri bakımından “alışılmadık” sayılabilecek pek çok davranış sergileyen, bu yüzden de Dünya’daki yaşamın sürekliliğinde merkezi rol oynayan bir bileşiktir. Buna rağmen, günlük hayatta kullandığımız su neredeyse hiçbir zaman “tamamen saf” değildir; su, çok sayıda maddeye yüksek afinite gösterdiği için çözelti hâlinde iyonlar, gazlar ve organik/inorganik izler taşır. Bu nedenle “suyun kimyası” denildiğinde, yalnızca H₂O molekülünün yapısı değil; aynı zamanda suyun iyonlaşması, asit-baz davranışı, hidrojen bağı, izotop bileşimi ve çevresel sistemlerdeki dengeleri de kapsayan temel bir çerçeveden söz edilir.^[1]

Suyun kimyası tipik olarak aşağıdaki alt başlıklarla ele alınır.^[1]

Suyun bileşimi
Su molekülünün yapısı ve bağlanması
Suyun moleküler titreşimleri
Su molekülünün simetrisi
Suda hidrojen bağının oluşumu
Buzun yapısı
Otoiyonizasyon
Suyun “düzleştirme etkisi” ve asit-baz karakteri
Amfiprotik (hem asit hem baz) doğa
Suyun metaller, halojenler, hidritler, oksitler ve oksijen türleriyle reaktivitesi
Suyun elektrolizi

Suyun Bileşimi

Su yalnızca hidrojen ve oksijenden oluşur. Ancak hem hidrojenin hem de oksijenin doğal (kararlı) ve radyoaktif izotopları bulunduğundan, doğada kütlesi yaklaşık 18 amu (H₂¹⁶O) ile 22 amu (D₂¹⁸O) arasında değişebilen farklı izotopik su molekülleri oluşabilir. Bu izotop dağılımları; suyun kaynağına, oluşum/yaşına ve jeokimyasal süreçlerine bağlı olarak değişebildiği için, izotopik su kimyası çevre kimyası, hidroloji ve iklim bilimleriyle doğrudan ilişkilidir.^[1]

Aşağıdaki tablo, hidrojen ve oksijen izotopları için tipik doğal bollukları (kararlı izotoplar) ve yarı ömürleri (radyoaktif izotoplar) özetler; doğal bollukların farklı örneklerde küçük aralıklarla değişebildiği unutulmamalıdır.^[2]

Element / İzotop	Yaklaşık bolluk veya yarı ömür	Not
¹H	≈ %99,985	Doğal hidrojenin baskın izotopu
²H (D)	≈ %0,015	Deüteryum; örnekten örneğe değişebilir
³H (T)	≈ 12,33 yıl	Trityum; radyoaktif, yarı ömür
¹⁴O	≈ 70,6 s	Radyoaktif, yarı ömür
¹⁵O	≈ 122 s	Radyoaktif, yarı ömür
¹⁶O	≈ %99,762	Doğal oksijenin baskın izotopu
¹⁷O	≈ %0,038	Kararlı izotop
¹⁸O	≈ %0,200	Kararlı izotop

Doğadaki suyun baskın formu H₂¹⁶O’dur ve kütlesi yaklaşık 18 amu’dur. Bununla birlikte kütlesi 19 ve 20 amu olan izotopik su türleri de anlamlı düzeyde bulunur. Örnek bir bağıl bolluk tablosu aşağıdadır.^[1]

İzotopik su türü	Yaklaşık bağıl bolluk	Yaklaşık kütle (amu)
H₂¹⁶O	≈ %99,78	18
H₂¹⁸O	≈ %0,20	20
H₂¹⁷O	≈ %0,03	19
HD¹⁶O	≈ %0,0149	19
D₂¹⁶O	≈ 0,022 ppm	20
HT¹⁶O	İz	≈ 20

Özellikle D₂¹⁶O “ağır su” olarak adlandırılır ve doğal sudan zenginleştirme süreçleriyle elde edilir. Ağır suyun fiziksel/kimyasal özelliklerindeki farklar ve nükleer teknolojideki kullanımları, izotop kimyasını pratik açıdan önemli hâle getirir.^[1]

Su Molekülünün Yapısı ve Bağlanması

Saf su (H₂O) molekülü bükük (açısal) bir geometriye sahiptir. O–H bağ uzunlukları yaklaşık 0,096 nm, H–O–H bağ açısı ise yaklaşık 104,5°’dir. Bu geometri; oksijen üzerindeki bağ yapmayan elektron çiftlerinin (yalnız çiftlerin) itici etkisiyle ideal tetrahedral açıdan (109,5°) daha küçük bir açıya “sıkışması” ile açıklanır.^[1]

Oksijenin değerlik elektron dizilimi 2s² 2p⁴’tür. 2s ve 2p enerji seviyeleri birbirine yakın olduğundan, su molekülündeki bağlanma çoğu zaman sp³ hibritleşme yaklaşımıyla da yorumlanır: iki hibrit orbital O–H bağlarını oluştururken, iki hibrit orbital yalnız çiftleri barındırır. VSEPR (Değerlik Kabuğu Elektron Çifti İtimi) modelinde dört elektron-çifti bölgesi (2 bağ + 2 yalnız çift) tetrahedral yönelim eğilimindedir; yalnız çiftlerin daha güçlü itmesi, H–O–H açısını küçültür.^[1]

Üç atomlu bir molekül olarak H₂O için moleküler orbital (MO) yaklaşımı da uygulanabilir; MO teorisi özellikle bağların enerji düzeyleri, uyarılma/soğurma bantları ve spektroskopik davranışın ayrıntılı incelenmesinde güçlü bir çerçeve sunar. Pratikte, valans bağ teorisiyle çizilen resimle tutarlı bir bağlanma resmi elde edilir; ancak MO yaklaşımı enerji seviyelerini daha açık biçimde verir.^[1]

Suyun Moleküler Titreşimleri

Moleküllerde atomlar sürekli titreşim hâlindedir ve her molekülün belirli “normal titreşim modları” vardır. Su molekülü için üç temel normal mod: simetrik gerilme (v₁), bükülme (v₂) ve asimetrik gerilmedir (v₃). Titreşim enerjileri kuantumludur ve bu nedenle titreşim geçişleri, belirli dalga sayılarında (cm⁻¹) soğurma bantları olarak gözlenir.^[1]

D₂O, H₂O ve HDO için seçilmiş bazı titreşim bantları aşağıdaki tabloda verilmiştir (dalga sayıları cm⁻¹ cinsindendir). Moleküller komşularıyla etkileştiğinde enerji seviyeleri değişebileceği için bant konumlarında kaymalar görülebilir.^[1]

v₁	v₂	v₃	D₂O (cm⁻¹)	H₂O (cm⁻¹)	HDO (cm⁻¹)
0	1	0	1178	1594	1402
1	0	0	2671	3656	2726
0	0	1	2788	3756	3703
0	1	1	3956	5332	5089

Su, görünür bölgenin yeşil kısmına uzanan daha zayıf soğurma bantlarına da sahiptir; büyük su kütlelerinde (göl/nehir/okyanus) görülen mavi tonların oluşumuna katkı sağlayan etmenlerden biri suyun spektral soğurma davranışıdır.^[1]

Su Molekülünün Simetrisi

Su molekülü iki ayna düzlemine sahiptir: biri üç atomun bulunduğu düzlem, diğeri ise H–O–H açısının açıortayı üzerinden geçen ve molekül düzlemine dik olan düzlemdir. Ayrıca molekül 180° döndürüldüğünde şekli değişmediğinden 2-katlı bir dönme ekseni bulunur. Bu üç simetri elemanı birlikte suyu C₂v nokta grubuna yerleştirir. Nokta grubu sınıflaması, moleküllerin benzer spektroskopik karakterler göstermesini açıklamada kullanılır.^[1]

Suda Hidrojen Bağının Oluşumu

Hidrojen bağı, hidrojen atomunun iki elektronegatif atom arasında görece güçlü etkileşimlerle “köprü” rolü üstlendiği özel bir moleküller arası çekim türüdür. Suda hidrojen bağları, suyun olağandışı özelliklerinin (yüksek kaynama noktası, yüksek özgül ısı, yüzey gerilimi, buzun sudan daha düşük yoğunluklu olması gibi) ana açıklama çerçevesidir. Hidrojen bağının karakteristik enerji ölçeği çoğu zaman 8–40 kJ/mol aralığında verilir.^[1]

Normalde bir maddenin erime ve kaynama noktaları, molekül kütlesi arttıkça yükselme eğilimindedir. Ancak su, 18 g/mol gibi düşük bir molar kütleye sahip olmasına rağmen 0°C’de donar ve 100°C’de kaynar; bu “beklenenden yüksek” değerler hidrojen bağı ağının oluşmasıyla ilişkilendirilir.^[1]

Molekül	Molar kütle (g/mol)	Erime noktası (°C)	Kaynama noktası (°C)
NH₃	17	-77,8	-33,5
H₂O	18	0	100
H₂S	34	-85,6	-60
H₂Se	81	-60,4	-41,5
H₂Te	128,6	-51	-1,8
CH₃OH	32	?	65
C₂H₅OH	46	?	78
C₂H₅OC₂H₅	74	?	34

Hidrojen bağı yalnızca ikili etkileşimlerle sınırlı kalmaz; su molekülleri dimer, trimer, daha büyük kümeler (cluster) ve geçici ağ yapıları oluşturur. Düşük sıcaklıklarda inert bir matriste hapsolmuş su dimerine dair spektroskopik yorumlar literatürde uzun süredir yer alır.^[7]

Buzun Yapısı

Buzun yoğunluğu, sıvı sudan daha düşüktür. Bunun temel nedeni, buz fazında su moleküllerinin hidrojen bağlarıyla daha düzenli ve “açık” (tetrahedral koordinasyona yakın) bir örgü oluşturmasıdır; bu örgü moleküller arası boşluk hacmini artırır. Bu özellik, suyun donduğunda genleşmesi ve buzun su üzerinde yüzmesi gibi çevresel açıdan kritik sonuçlar doğurur.^[1]

Buzun farklı kristal biçimleri (ör. yaygın olan hexagonal buz Ih ve belirli koşullarda oluşabilen cubic buz Ic) vardır; ayrıca yüksek basınç altında oluşan çok sayıda buz fazı tanımlanmıştır. Bu faz çeşitliliği, suyun faz diyagramını olağanüstü zengin kılar.^[1]

Küresel ölçekte buz kütleleri erirse deniz seviyesinde çok büyük bir artış gerçekleşir; tüm buzullar ve buz örtüleri erise deniz seviyesinin onlarca metre yükselebileceği (yaklaşık 70 m mertebesi) bilgisi, deniz seviyesi-jeoloji çalışmalarında sıkça verilen bir referans çerçevesidir.^[5]

Suyun Otoiyonizasyonu

Su, kendi kendine çok düşük bir oranda iyonlaşarak hidronyum (H₃O⁺) ve hidroksit (OH⁻) iyonlarını oluşturur. Bu süreç bir denge tepkimesi olarak yazılır.^[1]

$$ 2\,\mathrm{H_2O(l)} \rightleftharpoons \mathrm{H_3O^+(aq)} + \mathrm{OH^-(aq)} $$

Bu denge için suyun iyon çarpımı (ion product) şu şekilde tanımlanır. Suyun etkin derişimi büyük ölçüde sabit kabul edildiğinden, pratikte kullanılan ifade Kw biçimindedir.^[6]

$$ K_w = a_{\mathrm{H_3O^+}} \, a_{\mathrm{OH^-}} \approx [\mathrm{H_3O^+}]\,[\mathrm{OH^-}] $$

25°C’de seyreltik çözeltiler için yaygın kullanılan yaklaşık değer Kw ≈ 1,0×10⁻¹⁴’tür ve pKw = 14 olarak verilir. Ancak Kw sıcaklığa belirgin biçimde bağlıdır; bu yüzden “nötr pH” (pH = pOH) değeri de sıcaklıkla değişir.^[6]

Sıcaklık (°C)	Kw
20	1,14×10⁻¹⁵
25	1,00×10⁻¹⁴
35	2,09×10⁻¹⁴
40	2,92×10⁻¹⁴
50	5,47×10⁻¹⁴

pH tanımı pH = −log[H₃O⁺] olduğundan, 25°C’de nötr suda [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,0×10⁻⁷ kabul edilir ve pH ≈ 7 elde edilir. Sıcaklık arttıkça Kw büyüdüğünden, nötr pH değeri 7’den biraz daha düşük değerlere kayar; bu, “pH 7 her koşulda nötrdür” yanılgısının temel nedenidir.^[6]

Suyun “Düzleştirme Etkisi” ve Asit-Baz Karakteri

Sulu çözeltilerde çok güçlü asit ve bazların görünen gücü, suyun otoiyonizasyonu ve çözücü etkisiyle “düzleştirilir”. Suda gözlenebilen en güçlü asit türü hidronyum iyonu (H₃O⁺), en güçlü baz türü ise hidroksit iyonudur (OH⁻). Bu yaklaşım, sulu ortamda “çok güçlü” asitlerin pratikte H₃O⁺ seviyesine kadar iyonlaşmasıyla ilişkilendirilir.^[1]

Örneğin HCl, sudan daha güçlü bir asittir ve suda çözündüğünde aşağıdaki tepkime baskın hâle gelir.^[1]

$$ \mathrm{HCl(aq)} + \mathrm{H_2O(l)} \rightarrow \mathrm{Cl^-(aq)} + \mathrm{H_3O^+(aq)} $$

Benzer şekilde güçlü bazlar, suyla tepkimeye girerek OH⁻ oluşumunu artırır; bu yüzden sulu ortamda “en güçlü baz türü” OH⁻ olarak düşünülür.^[1]

Amfiprotik Doğa ve Doğal Sularda Tamponlama

Su, hem proton alabilen hem de proton verebilen bir çözücü olduğundan amfiprotik davranır. Bu özellik, asit-baz dengelerinin aynı anda birden fazla reaksiyon ve denge sabitiyle tanımlanmasını gerektirir; özellikle doğal sularda (yağmur suyu, göl/nehir suları) çözünmüş CO₂ ve karbonat sistemi pH’ı güçlü biçimde etkiler.^[1]

Havadaki CO₂’nin suya çözünmesi, karbonik asit ve karbonat türleri arasında bir denge ağı kurar. Aşağıdaki tablo, bu sistemin basitleştirilmiş denge tepkimelerini ve örnek denge sabitlerini özetler.^[1]

Tepkime	K ifadesi	K değeri
H₂O(l) + CO₂(g) ⇌ H₂CO₃(aq)	K ≈ 1/PCO₂	?
H₂CO₃(aq) ⇌ HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq)	Ka₁	5×10⁻⁷
HCO₃⁻(aq) ⇌ CO₃²⁻(aq) + H⁺(aq)	Ka₂	5×10⁻¹¹
2H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)	Kw	1×10⁻¹⁴

Bu tür eşzamanlı dengeler, doğal suların belirli aralıklarda pH değişimlerine karşı direnç göstermesini (tamponlama) açıklar.^[1]

Örnek 1: CO₂ kaynaklı tür toplamından pH tahmini

CO₂’nin kısmi basıncının toplam karbonik tür derişimini 8,0×10⁻⁴ M düzeyine taşıdığını varsayalım. Amaç pH’ı kestirmektir. Tam çözüm, tür dengeleri ve yük dengesiyle birlikte bir denklem takımı gerektirir; ancak seyreltik ve zayıf asit yaklaşımıyla pratik bir kestirim yapılabilir.^[1]

Basitleştirici kabul: H⁺’ın büyük kısmı birinci ayrışmadan (H₂CO₃ ⇌ HCO₃⁻ + H⁺) gelir ve H₂CO₃ çoğunlukla ayrışmamıştır; yani [H₂CO₃] ≈ 8,0×10⁻⁴ M.^[1]

$$ K_{a1} = \frac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{HCO_3^-}]}{[\mathrm{H_2CO_3}]} \approx \frac{x^2}{8.0\times 10^{-4}} = 5.0\times 10^{-7} $$

Buradan x² = 4,0×10⁻¹⁰ ve x = [H⁺] ≈ 2,0×10⁻⁵ bulunur. Böylece pH ≈ −log(2,0×10⁻⁵) ≈ 4,7 elde edilir. Bu sonuç, yağmur suyunun pH’ının çoğu zaman 5 civarında olabilmesini, atmosferik CO₂’nin tampon sistemini kurmasıyla tutarlı biçimde açıklar.^[1]

Suyun Metallerle Reaktivitesi

Alkali metaller suyla kolayca tepkimeye girer; tepkime şiddeti genel olarak Li < Na < K < Rb < Cs sırasıyla artar ve bazı durumlarda (özellikle Cs) suyla temas patlamayla sonuçlanabilir. Alkali toprak metallerinden (ör. Ca, Sr, Ba) bazıları suyla tepkime verir; ancak kinetik koşullar ve sıcaklık önemlidir, kalsiyum için ılık su koşulları tepkimeyi belirgin biçimde hızlandırabilir.^[1]

Genel bir örnek tepkime şu şekilde yazılabilir.^[1]

$$ 2\,\mathrm{Na(s)} + 2\,\mathrm{H_2O(l)} \rightarrow 2\,\mathrm{NaOH(aq)} + \mathrm{H_2(g)} $$

Suyun Elektrolizi ve Termodinamik Temel

Su oluşumu (H₂ + ½O₂ → H₂O) çok büyük ölçüde termodinamik olarak elverişlidir; bu nedenle suyun kendiliğinden H₂ ve O₂’ye ayrışması olağan koşullarda son derece düşüktür. Bu eğilim, standart oluşum entalpisi (ΔfH°), standart Gibbs enerjisi (ΔfG°) ve standart entropi (S°) verilerinden hesaplanabilir.^[3]

25°C için seçilmiş değerler kullanılarak örnek bir hesap şu şekilde özetlenebilir (sayısal değerler veri tabanlarında daha ayrıntılı tablolarla verilir).^[3]

$$ \Delta G^\circ = \Delta H^\circ – T\Delta S^\circ $$

Gibbs enerjisi ile denge sabiti arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir.^[3]

$$ \Delta G^\circ = -RT \ln K \;\;\Rightarrow\;\; K = \exp\!\left(-\frac{\Delta G^\circ}{RT}\right) $$

Elektrokimyasal olarak ise, bir redoks çevrimiyle su oluşumunu bir galvanik hücreye “mühendislik” ederek kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüştürmek mümkündür. Bu durumda temel ilişki ΔG° = −nFE şeklindedir; burada n elektron sayısı, F Faraday sabiti, E ise hücre potansiyelidir.^[4]

$$ \Delta G^\circ = -nFE $$

Su elektrolizinde ideal (termodinamik) ayrışma gerilimi 25°C’de yaklaşık 1,23 V mertebesindedir; pratikte aşırı gerilimler ve ohmik kayıplar nedeniyle daha yüksek gerilim gerekir. Ayrıca saf suyun iletkenliği çok düşük olduğundan, elektrolizde genellikle uygun bir elektrolit (asit, baz veya tuz) eklenir.^[3]

Örnek 2: Aşırı gerilimin ısıya dönüşümü

Elektroliz için 1,50 V uygulandığını ve ideal değerin 1,23 V olduğunu varsayalım. Aradaki 0,27 V’luk farkın tamamının ısıya dönüştüğü kabul edilirse, 1 mol su için oluşan ek ısı yaklaşık olarak aşağıdaki gibidir.^[4]

$$ Q \approx (1.50 – 1.23)\,\mathrm{V}\times 2 \times F \approx 0.27 \times 2 \times 96485 \,\mathrm{J} \approx 5.2\times 10^4\,\mathrm{J} \approx 52\,\mathrm{kJ} $$

Sorular ve Çözümler

Soru:
$$ \mathrm{H_2O(l)} \rightarrow \mathrm{H_2(g)} + \frac{1}{2}\mathrm{O_2(g)} $$
tepkimesi için (25°C’de) denge sabitinin yaklaşık 2,9×10^-43 atm^3/2 mertebesinde olduğunu kabul edelim. Bu koşullarda oluşabilecek H₂’nin kısmi basıncı ne mertebededir?^[1]

Çözüm (yaklaşım): Yalnızca H₂ ve O₂’nin oluştuğu çok düşük basınçlı bir gaz karışımı varsayalım. Stokiyometri gereği n(H₂):n(O₂)=2:1 olacağından, y(H₂)=2/3 ve y(O₂)=1/3 olur. Toplam basınç P için PH₂=(2/3)P ve PO₂=(1/3)P yazılır. Kp = PH₂·(PO₂)¹ᐟ² ifadesine yerleştirilirse, P ve ardından PH₂ bulunur. Bu hesap, PH₂’nin yaklaşık 10⁻²⁸ atm mertebesinde olduğunu verir; yani suyun kendiliğinden ayrışmasıyla oluşabilecek H₂’nin kısmi basıncı olağan koşullarda pratik olarak ihmal edilecek kadar küçüktür.^[3]

Katkıda Bulunanlar ve Atıf

Bu sayfadaki kurgu ve içerik akışı, çevresel kimya kapsamında “Water Chemistry” başlığı altında sunulan ders notu/kitaplık derlemesindeki temel çerçeveye dayalı olarak Türkçe’ye uyarlanmış ve ansiklopedik biçimde genişletilmiştir.^[1]