
Katı	Sıvı	Gaz
7.1 SEKİL : Maddenin katı sıvı ve gaz hallerinde taneciklerin konumu

7.1 Şekilde flama ve dağları katı, suyu sıvı gökyüzünü da gaz madde örneği olarak görüyoruz! Katılara ve sıvılara maddenin yoğun fazları dendiğinin altını çiziyoruz. Çünkü katı ve sıvı fazlarda, atom, molekül ve iyonlar arası çekim kuvvetleri, maddeyi yoğun biçimde tutacak kadar güçlüdür. Katılar, yapılarındaki düzen bakımından amorf katılar ve kristal katılar olarak iki biçimde nitelenebilir. Lastik, mum, zift, cam gibi katılar amorf katılardır ve bunlar bir tür karışımdır; yapılarında belli geometrilerde düzen yoktur. Kendilerine özgü bir erime noktaları da yoktur. Tuz, metaller, şeker gibi maddelerin oluşturduğu katılara kristal katılar denir;bunların yapılarında belli geometrilerdeki birim hücreler vardır. Kimyada asıl bu katılar önem taşır.

Katı ve sıvıların yoğunluk farkının önemli bir sonucu yoğunluğu düşük olan katı ve sıvıların yoğunluğu daha yüksek olan sıvı üzerinde yüzmesidir (Çözelti oluşturmadıkları sürece). Zeytinyağının, tahta parçasının ya da kağıdın su üzerinde yüzmesi, o maddelerin yoğunluğunun suyunkinden düşük olmasının sonucudur.

7.2 ERİME VE ERİME ISISI

Bir katıyı, örneğin buzu düzenli olarak ısıtalım. Sıcaklık arttıkça katıdaki taneciklerin (buzda su moleküllerinin) titreşim hareketleri artar. Belli bir sıcaklığa gelindiğinde madde katı fazdan sıvı faza geçmeye başlar. Bir katının, enerji alarak kimyasal bileşimi aynı olan sıvıya dönüşmesine erime denir.

7.2 SEKİL : -25deki buzun ısıtılması ve enerji değişimi

A-B Buzun ısınması , B-C Buzun erimesi , C-D Suyun ısınması, D-E Suyun kaynaması

Arı bir madde erirken sıcaklığı sabit kalır. Bu sıcaklığa o maddenin erime noktası denir. Erime noktası, maddenin katı ve sıvısının birlikte bulunabildiği sıcaklıktır (7.2 Şekil). Çünkü arı bir maddenin (bir element ya da bileşiğin) erime noktası, aynı zamanda donma noktasıdır. Örneğin sıvı su 0°C’de donar; buz da 0°C’de erir.

Katı tümüyle sıvı faza geçene kadar sistemin sıcaklığı sabit kalır. Peki bu sırada verilen enerji nerede kullanılmıştır? Sıcaklık artışı olduğunda daima taneciklerin (atom, molekül, iyon) kinetik enerjileri artar. Erime süresince sıcaklık sabit kaldığına göre verilen enerji tanecikler arası çekimi zayıflatmaya, onlar arasındaki uzaklığı artırmaya harcanır. Bu nedenle erime süresince verdiğimiz enerji başlıca potansiyel enerjiye dönüşür.

Erime ısıları erime noktasındaki katıyı sıvı hale dönüştürmek için gerekli ısıdır ve maddenin bir molü için verilir (Molar erime ısısı). Erime sıcaklığı ve molar erime ısısı, katıdaki tanecikler arası çekim kuvvetlerinin büyüklüğünü gösterir. Erime noktası yüksek olan maddelerin erime ısıları da yüksektir. Buz 0°C ta erir, erime ısısı 6 kJ/mol dür; sofra tuzu (NaCl) 801°C ‘de erir, erime ısısı 27.2 kJ/mol dür. 7.2 Tabloda bazı maddelerin erime noktaları ve erime ısıları veriliyor. Bu tabloda gümüş (Ag) ve cıva (Hg), metalik; sodyum klorür iyonik ve ötekiler moleküler katı durumundaki maddelerdir.

7.2 TABLO Bazı Katıların Erime Noktaları ve Erime Isıları

Madde	Formülü	Erime ısısı kJ/mol*	Erime noktası °C
Hidrojen	H₂	0.12	-259
Metan	CH₄	0.94	-183
Cıva	Hg	2.3	-38.9
Karbon tetraklorür	CCl₄	2.51	-22.9
Etanol	C₂H₅OH	5.01	114.6
Su	H₂O	6.0	0
Benzen	C₆H₆	10.9	5.5
Gümüş	Ag	11.3	961
Sodyum klorür	NaCl	27.2	801

7.3 Buharlaşma ve Buharlaşma Isısı

Sıvıların en önemli fiziksel özellikleri, yoğunluk, buhar basıncı, donma noktası, kaynama noktası, akışkanlık ve elektriksel iletkenliktir.

Yoğunluk, birim hacmin kütlesidir ve bu her madde için sıcaklığa bağlı bir niceliktir. Örneğin suyun 25°C C’deki yoğunluğu 1 g/mL, 40°C’deki yoğunluğu 0.992 g/mL ve 80°C ’deki yoğunluğu da 0.972 g/mL’dir. Bir mililitre (mL), tam olarak bir santimetreküp (cm³) hacmine eşittir. Bilindiği gibi Dünya yüzeyinin yüzde 70’inden fazlası sudur.

Buharlaşma

Süblimleşme özelliği gösteren bazı katıları (katı karbon dioksit, naftalin, iyot gibi) dikkate almazsak, buharlaşma sıvıların önemli bir özelliğidir.

Bir sıvıyı oluşturan moleküller, sürekli hareket eder (Brown hareketleri). Bu hareketleri sırasında birbirleriyle çarpışır, yeni gruplanmalar oluşur ve bu, böyle sürer gider. Belli bir sıcaklıkta toplam kinetik enerji ve molekül başına düşen ortalama kinetik enerji sabit kalmakla birlikte moleküller, aslında değişik kinetik enerjiler alabilir. Moleküllerin bu kinetik enerji dağılımı 7.3 şekildeki gibidir (Maxwell-Boltzmann dağılım eğrileri). Bir sıvıda ortalama kinetik enerjinin altında ya da üstünde enerjiye sahip moleküller vardır. Eğrinin altındaki gölgeli alanda bulunan bütün moleküller, çekim kuvvetlerini yenecek enerjiye sahiptirler. Bütün bu moleküller, sıvı yüzeyine yakın iseler sıvı fazdan kaçabilirler. Eğer bu yüksek enerjili moleküller sıvıdan ayrılırlarsa,geride kalan sıvının ortalama kinetik enerjisi eskisinden daha küçük olacaktır. Sıvıdan kaçabilenmoleküller,bir kısmı çekim kuvvetlerini yenmek için ukllandıkları,ortalamadan daha yüksek bir miktar kinetik enerjiyi de birlikte götürürler. Kalan moleküllerin enerjisi öncekinden daha az olacağı için sıcaklık düşer. Buna göre buharlaşma olayı soğumayla birlikte olmaktadır.

Sıcaklık arttıkça belli bir enerji barajını (Eb) aşan molekül kesri de artar. Ortalama kinetik enerjiden fazlasına sahip olan (yüksek enerjili) moleküllerin bazıları sıvı fazdan koparak buhar fazına geçer.

H₂O (s) + 43.8 kJ/mol =====> H₂O (g)


7.3 SEKİL : Sıvı moleküllerinin düşük ve yüksek sıcaklıktaki
	kinetik enerji dağılımları T1

İşte yüksek kinetik enerjili moleküllerin sıvı fazdan kopması olayına buharlaşma denir. Sıvılar, "sıvı halde" bulunabildikleri her sıcaklıkta az ya da çok buharlaşır. Örneğin sıvı su 0°C’de de 80°C’de de buharlaşır. Doğal olarak sıcaklık yükseldikçe moleküllerin kinetik enerjisi artacağı için buharlaşma hızı da artar.

Bir sıvının bir molünü belli bir sıcaklıkta bir mol buhar haline geçirmek için gereken toplam ısı miktarına o sıvının molar buharlaşma ısısı denir. Örneğin 25°C’ ta suyun buharlaşma ısısı 43.8 kJ/mol (10.5 kkal/mol)dür.

Sıvıların kaynama noktaları ile buharlaşma ısıları arasındaki ilişkiler 3.4 Tabloda gösterilmiştir. Kaynama noktası arttıkça buharlaşma ısısı da artar. Çünkü iki nicelik, sıvıdaki tanecikler arası kuvvetlerin ne derece sağlam ya da zayıf olduğunun ölçüsüdür.

Sıcaklık (°C)	Buhar basıncı (mmHg)	Sıcaklık (°C)	Buhar basıncı (mmHg)
0	4.6	60	149.4
10	9.2	70	233.7
20	17.5	80	355.1
21	18.7	90	525.8
22	19.8	91	546.0
23	21.1	92	567.0
24	22.4	93	588.6
25	23.8	94	610.9
26	25.2	95	633.9
27	26.7	96	657.6
28	28.3	97	682.1
29	30.0	98	707.3
30	31.8	99	733.2
40	55.3	100	760.0
50	92.5	110	1074.6

7.3 Tabloda saf suyun buhar basıncının sıcaklıkla değişimi veriliyor. Sıcaklık arttırıldıkça buharlaşma hızı da buhar basıncı da artar.

Bir sıvıda moleküller arası kuvvetlerin büyüklüğü kaynama noktası ve molar buharlaşma ısısının büyüklüğünde de görülür. 7.4 Tabloda görüldüğü gibi kaynama noktası ve molar buharlaşma ısısının büyüklüğünün yöndeş gittiği görülüyor.

7.4 TABLO Bazı Sıvıların Kaynama Noktaları ve Buharlaşma Isıları

Madde	Formülü	Buharlaşma ısısı (kJ/mol)	Kaynama noktası(°C)
Hidrojen	H₂	0.9	253
Metan	CH₄	10.4	164
Tetraklormetan	CCl₄	30	76.7
Benzen	C₆H₆	10.6	80.2
Etanol	C₂H₅OH	38.6	78.5
Su	H₂O	40.7	100
Cıva	Hg	59.3	357
Sodyum klorür	NaCl	207	1465
Karbon (grafit)	C	612	4830

7.1 ÖRNEK

Sıcaklığı 20°C olan 148 g dietil eteri (C₂H₅OC₂H₅) 30°C’de tümüyle buharlaştırmak için kaç kJ ısı gerekir? 20°C ile 30°C’ taki molar buharlaşma ısısı 28 kJ/mol, özgül ısı (c) 2.3x10^-3 kJ/g°C dir.

Çözüm

Burada gereken toplam ısı, iki aşamada kullanılır: Sıvı maddenin sıcaklığını 20 °C den 30 °C ye çıkarmak ve 30 °C deki sıvıyı buharlaştırmak.

Sıvı eterin sıcaklığını artırmak için gereken ısı:

Q = m x c x ∆t

Q = 148 g x 2.3 x 10^-3 kJ/g °C x (30 – 20) = 3.4 kJ

30 °C’taki eteri buharlaştırmak için gereken ısı:

148 g

Eterin mol sayısı =__________= 2 mol. Bir molün buharlaşması için

74 g/mol

28 kJ gerekiyordu, 2 mol için,

(2 mol) x (28 kJ/mol) = 56 kJ gerekir.

Toplam ısı:

3.4 kJ + 56 kJ = 59.4 kJ olur.

7.4 BUHAR BASINCI VE KAYNAMA NOKTASI

Denge Buhar Basıncı

Sıvıların bulundukları her sıcıklıkta bir miktar buharlaştığını belirtmiştik. Sıcaklık arttıkça, moleküller arası çekim kuvvetleri zayıflar, buna bağlı olarak da sıcaklık arttıkça buharlaşma hızı artar. Sıvıların buharlaşmasında ilginç ve çok önemli bir olgu gözlenir: Sıvının buharlaşması kapalı bir kapta incelendiğinde belli bir sıvının belli bir sıcaklıktaki buhar basıncının sabit olduğu görülür. Örneğin 20°C de suyun buhar basıncı 17.5 mmHg, etil alkolün buhar basıncı 43.5 mmHg’ dir. 25°C de suyun buhar basıncı 24, eterin 545 mmHg dir.

Kapalı bir kapta belli bir sıcaklıkta, yüzeydeki yüksek enerjili moleküller buhar fazına geçmeye başlar. Önce buharlaşma,daha hızlıdır; ama buhar fazındaki molekül derişimi arttıkça yoğunlaşma hızı da artar. Bir süre sonra buharlaşma hızı ile yoğunlaşma hızı eşit olur. İşte bu andan başlayarak sıvı ile buharı arasında bir denge kurulmuştur. Bu dengeye sıvı-buhar dengesi denir.

Buharlaşma ve yoğunlaşma hızının eşit olduğu duruma, denge durumu denir. Dengede buhar fazında olan moleküllerin derişimi (birim hacimdeki molekül sayısı) sabittir; çünkü birim zamanda sıvıdan buhar fazına geçen molekül sayısı ile aynı zamanda buhardan sıvıya geçen molekül sayısı eşittir. Denge durumu çift yönlü okla gösterilir.

buharlaşma

H₂O (sıvı) < == > H₂O (buhar)

yoğunlaşma

Denge durumu için önemle vurgulanması gereken gerçek, bu sırada buharlaşma ve yoğunlaşmanın sona ermediği, sistemde sürekli bir gel-gitin olduğudur.

Bir sıvının belli bir sıcaklıkta sıvısı ile dengede bulunan buhar basıncına, o sıvının o sıcaklıktaki denge buhar basıncı denir. Denge buhar basıncı da vizkozite, yüzey gerilim gibi sıvı molekülleri arasındaki çekim kuvvetlerin büyüklüğüne ve sıcaklığa bağlıdır. Belli bir sıcaklıkta bulunan iki sıvıda, moleküller arası çekim kuvveti büyük olanın buhar basıncı düşük olur. 20°C ‘ta suyun, etil alkolün ve dietil eterin denge buhar basınçları sırayla, 0.023 atm, 0.058 atm ve 0.58 atm dir. Buna göre suda moleküller arası çekim daha kuvvetlidir. Bazı sıvıların buhar basınçlarının sıcaklıkla değişimi 3.6 Şekilde gösteriliyor.

Sıvıların denge buhar basıncı, sıvı miktarına ya da sıvının bulunduğu kabın şekline bağlı değildir; sıvının cinsine ve sıcaklığa bağlıdır. Suyun buhar basıncının sıcaklıkla artışı 7.3 Tablo da veriliyor.

Kaynama Noktası

Bir sıvının buhar basıncının dış basınca eşit olduğu sıcaklığa kaynama noktası denir. Dış basınç, sıvının buhar basıncından büyük olduğu sürece sıvı kaynayamaz. Kaynama, sıvıdaki tüm moleküllerin buhar fazına geçebileceği dış basınçta gerçekleşebilir. Sıvılara etki eden dış basınç atmosfer basıncıdır. Bilindiği gibi atmosfer basıncı da sıcaklığa ve yüksekliğe bağlı olarak değişir. Örneğin denizden 1500 m yüksekte atmosfer basıncı 630 mmHg dir. Bu basınçta suyun kaynama noktası 95°C dir. Deniz seviyesinde ve 1 atm basınç altında 100°C ‘ta kaynayan su, Everest tepesinde 72°C’ta kaynar. Neden? Sıvıların buhar basıncının 1 atm olduğu andaki sıvı ile buharının sıcaklığı eşit olup bu sıcaklığa o sıvının normal kaynama noktası denir. Örneğin suyun, etil alkolün ve dietil eterin normal kaynama noktaları, sırayla 100°C, 78.5°C ve 34.6°C dir.

7.5 TABLO Yüksekliğe Göre Hava Basıncında ve Suyun Kaynama Noktasındaki Değişmeler

Yükseklik	Basınç	Suyun kaynama noktası
1500 m	0.834 atm	95°C
1524 m	0.836 atm	95.1°C
3048 m	0.695 atm	90.1°C

H-Cl (g) + H₂O (s) ---------> H₃O⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Burada önemli nokta, asitlerin saf hallerinde iyon bulunmadığı halde suda iyonlaşmalarıdır. İyonik bileşiklerde (metal ametal bileşiklerinde) ise zaten yapı iyonlar içirmektedir. Bu bileşikler suda çözülünce iyonların arası açılır ve iyonlar su içinde her doğrultuda hareket edebilir.

Bazı iyonik bileşiklerin suda çözünmesi

NaCl (k) ---------> Na⁺ (aq) + Cl^– (aq)

CaCl₂ (k) ---------> Ca+2 (aq) + 2Cl^– (aq)

KNO₃ (k) ---------> K+ (aq) + NO₃^– (aq)

Al₂(SO₄)₃ (k) ---------> 2Al⁺³ (aq) + 3SO₄^-2 (aq)

NH₄NO₃ (k) ---------> NH₄+ (aq) + NO₃^– (aq)

CH₃COONa (k) ---------> CH₃COO^– (aq) + Na⁺ (aq)

(b) Moleküllü Bileşiklerin İyonlaşarak Çözünmesi

Moleküllü maddelerin, örneğin CO₂, HCl, HNO₃... gibi bileşiklerin yapısında anyon ve katyon yoktur. İyonik bir bileşik olan sodyum klorür (NaCl) ister katı, ister sıvı olsun Na⁺ ve Cl^–iyonlarından oluşur . Oysa saf hidrojen klorür (HCl) ün hiç bir fazı H⁺ ve Cl^– iyonlarını içermez. Ancak hidrojen klorür suda çözülürse H-Cl bağı kopar ve H⁺ (daha doğrusu H₃O⁺) ve Cl^– iyonları oluşur. HCl, HBr, HNO₃,H₂SO₄, CH₃COOH gibi maddeler asittir. Tüm asitler, moleküler yapılıdır ve safken iyon içermedikleri için elektrik akımını da iletmezler. Ancak suda parçalanarak iyonlaştıkları için asit çözeltileri iletkendir.

7.7 TABLO Elektrolitler

Elektrolit Olmayanlar	Zayıf Elektrolitler	Kuvvetli Elektrolitler
C₁₂H₂₂O₁₁ Sakkaroz	CH₃COOH Asetik asit	HClO₄ ,Perklorik asit
C₂H₅OH Etil alkol	HCN Hidrojen siyanür	HNO₃ ,Nitrik asit
N₂ Azot gazı	TlOH Talyum hidroksit	HCl ,Hidroklorik asit
O₂ Oksijen gazı	HgCl₂ Cıva(II)klorür	NaOH, Sodyum hidroksit
CH₄ Metan gazı	CdSO₄ Kadmiyum sülfat	NaCl, Sodyum klorür
CO Karbon monoksit	NH₃ Amonyak	KCN, Potasyum siyanür

İki madde arasında birbiri içinde dağılma oranı (derişimi) farklı çok sayıda çözelti hazırlanabilir. Ama belli miktar çözücüde çözünebilen madde sonsuz değildir. Öyle bir an gelir ki, çözeltinin derişimi daha fazla artırılamaz. İşte çözebildiği maddeyi sınır değerde içeren böylesi çözeltilere doymuş çözeltiler denir. Az miktarda çözünen içeren ve doygunluktan çok uzak olan çözeltilere seyreltik, doygunluğa yakın ama ona göre daha düşük derişimli çözeltilere de derişim çözeltiler denir.

Çözeltilerde buhar basıncı, donma noktası, kaynama noktası gibi çözeltilerin bazı fiziksel özellikleri, saf çözücünün özeliklerinden farklıdır. Örneğin antifriz (donmayı geciktirici) olarak kullanılan etilen glikol, suda çözülünce oluşan çözelti 0°C den daha düşük sıcaklıklarda donar; 100°C nin üzerindeki sıcaklıklarda kaynar. Suda bu etkinin görülmesi için çözünen maddenin uçucu olmaması gerekir.

Tuzlar, şekerler, ağır alkoller sudan daha yüksek sıcaklıkta eriyen ve kaynayan maddelerdir. Bunlar suda çözününce su moleküllerinin buhar fazına geçmesi güçleşir. Bu durum çözücü-çözünen molekülleri arasında sağlam bağlar oluştuğunu gösterir.

7.8 Şekilde, aynı sıcaklıkta saf su ve tuzlu su örneklerinde buhar basıncı karşılaştırılıyor. Tuzlu suyun buhar basıncı, saf suyunkinden düşüktür ve buna bağlı olarak tuzlu su 100°C den daha yüksek sıcaklıkta kaynar. Buhar basıncının ne kadar düşeceği ve kaynama noktasının ne kadar artacağı çözelti derişimine yani birim hacimde çözünmüş madde miktarına bağlıdır. Kuşkusuz derişim arttıkça etki de artar. Örneğin 1 litre suda 1 mol şeker çözünmüş olsun, bu çözelti -1.86°C de donar; 100.52°C de kaynar. Ayrıca kaynama sürecinde derişim arttıkça sıcaklık yükselir (7.8 Şekil).

7.8 ŞEKİL : Saf suyun ve tuzlu suyun kaynamaya başlama sıcaklıkları

Eğer 1 litre suda 1 mol değil de 0.5 mol şeker çözülürse çözelti -0.93°C’ta (-1.86 °C nin yarısı donmaya 100.26°C de (0.52°C lik farkın yarısı) kaynamaya başlar. Bildiğimiz gibi şeker suda moleküler olarak çözünür. Yani 1 mol şeker çözdüyseniz ortamda Avogadro sayısı kadar şeker molekülü vardır. Acaba donma ve kaynamaya olan etki iyonik bileşiklerin çözeltilerinde nasıldır? 1 litre suda 1 mol şeker ya da 1 mol NaCl çözmenin sonuçları aynı mıdır? Aynı değildir, ama ilginç bir ilişki vardır: 1 mol NaCl suda çözününce çözeltide 1 mol Na+, 1 mol Cl- iyonu vardır. Yani toplam 2 mol iyon. Bu da yaklaşık 2 mol şekerin etkisini gösteriyor. Örneğin 1 L suda 1 mol şekerin bulunduğu çözelti -a0C de donmaya, 100+b°C de kaynamaya başlıyor olsun. 3.9 Tablo, şeker ve tuz derişiminin donma ve kaynamaya etkisini gösteriyor.

7.8 TABLO Derişimin Donma ve Kaynama Noktasına Etkisi

Çözelti	Dn (°C)	Kn (°C)
1 L su + 1 mol şeker	- a	100 + b
1 L su + 2 mol şeker	- 2a	100 + 2b
1 L su + 1 mol NaCl	- 2a	100 + 2b
1 L su + 1 mol CaCl₂	- 3a	100 + 3b

7.5 ÇÖZELTİLERDE DERİŞİM

Bir bardak çaya bir değil de iki paket şeker eklersek çözeltideki şeker derişiminin arttığını biliriz. Bunlardan genellikle miktarca fazla olana çözücü, diğerine çözünen denir. Ancak bu terim bazı sulu çözeltiler için uygun değildir. Çünkü su molekülleri çok az olsa bile sülfürik asit ile sudan oluşan çözeltide su çözücü, sülfürik asit çözünen olarak gösterilir.

Çözeltilerin özellikleri, bileşenlerin bağıl miktarlarına bağlıdır. Bir çözeltinin bileşimindeki bağıl miktarlara derişim denir. Buna göre bir çözeltideki çözünenin derişimi,çözünen miktarının çözelti veya çözücü miktarına dağılma oranıdır. Bu yüzden derişimler çözeltiye ve çözücüye göre oran olmak üzere iki grupta belirtilir. Çok kullanılan derişim türleri, kütlece yüzde derişim, mol kesri, molarite, molalite ve normalitedir.

1. Kütlece Yüzde Derişim

100 gram çözeltide çözünmüş olan maddenin gram birimiyle kütlesidir. Örneğin %3 lük hidrojen peroksit (H₂O₂) çözeltisi demek, çözeltinin her 100 gramı 3 g H₂O₂ ve 97 g su içeriyor demektir. Bu da 10 g çözeltide 0.3 g H₂O₂, 200 g çözeltide 6 g H₂O₂ ... bulunacağını bildirir.

Çözünenin kütlesi (gram)

Çözünen asit kütlesi = -------------------------------------- x 100

Çözelti kütlesi (gram)

7.4 ÖRNEK

18 g su ve 2 g şekerden oluşan çözeltideki şekerin kütlece şeker yüzdesi kaçtır?

Çözüm

Çözünen şeker kütlesi: 2 g

Çözelti kütlesi: 2 + 18 = 20 g

2 g şeker

Şekerin kütlece yüzdesi = ------------------ x 100 = 10 (%)

20 g çözelti

7.5 ÖRNEK

Kütlece %24’ lük 500 g asit çözeltisine 100 g su eklendiğinde oluşan çözelti kütlece yüzde kaçlıktır?

Çözüm

Çözünen asit kütlesi = 500 ------------------ = 120 g

100

Çözelti kütlesi = 500 + 100 = 600 g

120 g asit

Asitin kütlece yüzdesi = --------------------- 100 = 20 (%)

600 g çözelti

2. Molar Derişim (M)

Çözeltinin bir litresinde çözünmüş olan maddenin mol sayısıdır

2. Molar Derişim (M)

Çözeltinin bir litresinde çözünmüş olan maddenin mol sayısıdır

Çözünenin mol sayısı, n n

Molarite = ------------------------------------------ = ---------------------

Çözelti hacmi (litre), V V

Örneğin 200 mililitresinde 0.08 mol şeker içeren çözeltinin molaritesi şöyle bulunur:

Çözünenin mol sayısı = 0.08 mol

Çözelti hacmi = 200 ml = 0.2 L

0.08 mol

Molar derişim (M) = ------------------- = 0.4 mol/L

0.2 L

7.6 ÖRNEK

4.44 g kalsiyum klorür (CaCl₂) suda çözülerek 500 mL çözelti hazırlanıyor. CaCl₂ ün ve iyonlarının molar derişimlerini bulunuz. (CaCl₂: 111 g/mol)

Çözüm

4.44 g

CaCl₂ nin mol sayısı = ------------------- = 0.04 mol

111 g/mol

Çözelti hacmi = 500 ml = 0.5 L

0.04 mol

CaCl₂nin molaritesi = [CaCl₂] = ------------------- = 0.08 M CaCl₂, bir tuzdur ve

0.5 L

iyonik bağlı bir bileşiktir. Sudaki çözünmesi şöyledir:

CaCl₂ (k) ---------> Ca+² (aq) + 2 Cl^– (aq)

Çözünme denkleminden de görüldüğü gibi kaç mol CaCl2 çözünüyorsa o sayıda Ca+2 iyonu, bunun iki katı sayıda Cl– iyonu oluşur.

Ca+² nin molar derişimi = [Ca⁺²] = 0.08 M

Cl^– nin molar derişimi = [Cl^–] = 0.08 x 2 = 0.16 M olur.

7.7 ÖRNEK

0.4 M etil alkol (C₂H₅OH) çözeltisinin 5 litresinde kaç g alkol çözünmüştür?

(C₂H₅OH : 46 g/mol)

Çözüm

"0.4 M" demek, çözeltinin her litresinde 0.4 mol alkol bulunuyor demektir. 5 L çözeltide 5 x 0.4 = 2 mol çözünmüştür.

2 mol alkol = 2 x 46 = 92 dır.

7.8 ÖRNEK

100 mL 0.4 M alüminyum nitrat Al(NO₃)₃ çözeltisine 900 mL su ekleniyor. Son çözeltide nitrat iyonlarının derişimi kaç mol/L dir?

Çözüm

Çözünen maddenin mol sayısı = n = M ´ V = 0.4 x 0.1 = 0.04 mol

Çözeltinin son hacmi = 100 mL + 900 mL = 1000 ml = 1 L

NO3– iyonlarının mol sayısı 0.04 3 = 0.12 mol

0.12 mol

NO₃^– iyonlarının molar derişimi = ------------------ = 0.12 M dir.

1 L

7.9 ÖRNEK

2 L 0.2 M NaCl çözeltisiyle 3 L 0.4 M NaCl çözeltisi karıştırılıyor. Karışımın derişimi kaç M dir?

Çözüm

Karışan çözeltilerdeki NaCl nin mol sayılarını bulmalıyız:

n = M x V

n₁ = 2 M x 0.2 L= 0.4 mol NaCl

n₂ = 3 M x 0.4 L = 1.2 mol NaCl

n_T= 1.6 mol NaCl

Son çözelti hacmi 5 litre, içerdiği NaCl, 1.6 mol olduğuna göre;

n 1.6 mol NaCl

M =----------- = ------------------------------ = 0.32 mol/L olur.

V 5 L

7.10 ÖRNEK

200 mL 0.4 M kalsiyum klorür ,CaCl₂ , çözeltisine;

(a) 600 mL saf su,

(b) 200 mL 1.0 M CaCl₂ çözeltisi,

(c) 0.02 mol CaCl₂ (k) içeren 200 mL çözelti,

eklendiğinde her durumda Cl^– iyonlarının derişimi kaç mol/L olur?

Yanıt

(a) 0.2 M; (b) 1.4 M; (c) 0.5 M

3. Molal Derişim (m)

Bir kilogram çözücüde çözünmüş olan maddenin mol sayısıdır; küçük m harfi ile simgelenir.

Çözünenin mol sayısı

Molalite (m) = ---------------------------------------------

Çözücünün kilogramı

Örneğin 1000 g (1 kg) suda 0.5 mol şeker çözünmüşse bu çözelti, "0.5 molaldır" denir.

Burada okurun dikkatini molal ve molar derişim ayrıntısına çekmek yararlı olabilir. Bir litre suya (bir kilogram suya) 0.1 mol şeker eklenirse bu çözelti bir molaldir. 0.1 mol şeker konarak üstüne su eklenerek bir litre çözelti elde edilirse bu çözelti bir molardır. Yani molar derişimde suyun miktarı değil, çözelti miktarı bir litredir.

Molal derişim, çözeltilerde kaynama noktası yükselmesi ve donma noktası alçalmasında standart derişimdir. 1 molal şeker çözeltisi 100.52 °C de kaynamaya, –1.86°C de donmaya başlar.

7.11 ÖRNEK

100 g suda 3.6 g glukoz (C₆H₁₂O₆) çözülüyor. Bu çözeltinin molalitesi kaçtır? (C₆H₁₂O₆: 180 g/mol)

Çözüm

Molalite, çözücünün (suyun) her kilogramının çözdüğü maddenin mol sayısıdır.

3.6 g

Çözünen glukozun mol sayısı = --------------- = 0.02 mol

180 g/mol