Sıvı Çözeltiler ve Çözünürlük

Bir maddenin başka bir madde içinde gözle görülmeyecek kadar küçük tanecikler halinde dağılmasına çözünme denir. Oluşan homojen karışıma çözelti, miktarı az olana çözünen, çok olana çözücü adı verilir. Suya atılan tuzun kaybolması çözünmenin klasik örneğidir; suya atılan kumun çökmesi ise çözünmenin gerçekleşmediğini gösterir.

Çözünme, çözücü ve çözünen tanecikleri arasındaki etkileşim kuvvetiyle gerçekleşir. Bu nedenle çözünme olayının arkasında benzer benzeri iyi çözer ilkesi yatar: polar çözücüler polar ve iyonik maddeleri, apolar çözücüler ise apolar maddeleri iyi çözer.

Polarlık Hızlı Kontrol Tablosu

Aşağıdaki pratik kurallar çözünme sorularının temelidir:

• Apolar moleküller: Hidrokarbonlar (CH₄, C₂H₆, C₆H₆), moleküler elementler (H₂, O₂, I₂, Br₂), merkez atomunda ortaklaşmamış elektron çifti olmayan simetrik yapılar (BF₃, CCl₄, CO₂).
• Polar moleküller: Üç farklı ametal içeren moleküller (HCl, H₂O, CH₃OH), merkez atomunda ortaklaşmamış elektron çifti olanlar (NH₃, H₂S, SO₂).
• İyonik bileşikler: Bir metal ile bir ametal oluşturan bileşikler (NaCl, KBr, MgO, Na₂O).

Moleküller Arası Etkileşim Türleri

Çözücü ile çözünen arasında dört temel etkileşim görürüz:

Çözünme Var mı Yok mu?

Etkileşim türü görülebilir, ancak çözünme gerçekleşebilmesi için benzerlik şarttır. Aşağıdaki tabloyu ezberlemek AYT sorularında ciddi zaman kazandırır:

Hidratasyon ve Solvatasyon

Çözücü su ise çözünen taneciklerin (iyon veya molekül) su molekülleri tarafından çevrelenmesine hidratasyon, bu olay sonucu oluşan iyona ise hidratize iyon (Na⁺(aq), Cl⁻(aq)) denir. Çözücü su dışında bir madde ise (etanol, aseton vb.) aynı çevreleme olayına solvatasyon adı verilir.

Fiziksel Çözünme - Kimyasal Çözünme

İki tür çözünme vardır:

• Fiziksel çözünme: Çözücü uçurulduğunda çözünen madde aynı formuyla geri kazanılır. Tuzun suya atılıp çözeltinin buharlaştırılınca dipte kristal tuzun kalması tipik örnektir. Moleküler (şeker, alkol) ve iyonik (NaCl, KBr) çözünmeler bu gruba girer.
• Kimyasal çözünme: Çözücü ile çözünen arasında yeni bir bileşik oluşur; geri çevrilemez. Sodyum metalinin suyla tepkimesi (Na + H₂O → NaOH + ½H₂) ve CO₂'in suda karbonik asit oluşturması (CO₂ + H₂O → H₂CO₃) örneklerdir. Gaz çıkışı, renk değişimi ve iletkenlik değişimi kimyasal çözünmenin göstergeleridir.

Elektrolit-Elektrolit Olmayan Çözeltiler

Bir madde suda iyonlarına ayrışıyorsa (HCl → H⁺ + Cl⁻, NaOH → Na⁺ + OH⁻, K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻) çözeltisi elektrik akımını iletir; bu çözeltiler elektrolittir. Şeker (C₁₂H₂₂O₁₁), etanol (C₂H₅OH), glikoz (C₆H₁₂O₆) gibi moleküler çözünenler suda iyonlaşmaz; çözeltileri elektrolit değildir.

Sınavda 5 Saniye Hatırlatma — Akronimler ve Mnemonikler

Sıvı çözeltiler ünitesi 7 derişim birimi, 4 koligatif özellik ve 3 farklı çözünürlük etkeniyle hesap formülü zenginliği yüksek olan bir bölümdür. Aşağıdaki tablo formülleri ve özel sayısal değerleri 5 saniyede hatırlatacak biçimde özetler:

Bir çözeltide çözünenin ne kadar yoğun bulunduğunu anlatan niceliğe derişim denir. AYT'de altı ana derişim birimi kullanılır; bu bölümde kütlece, hacimce ve ppm'yi, bir sonraki bölümde molarite, molalite ve mol kesrini inceleyeceğiz.

Kütlece Yüzde Derişim

% kütlece = (mçözünen / mçözelti) · 100

Çözelti kütlesi çözücü ve çözünen kütlelerinin toplamıdır. Bu nedenle kütlede toplama serbesttir: mçözelti = mçözücü + mçözünen. 40 g şekerin 160 g suya eklenmesiyle oluşan çözelti %20'lik kütlece derişime sahiptir (40/200·100).

Çözümlü Örnek — Mol Cinsinden Verilen Madde

0,05 mol CaBr₂ katısı 5 mol saf suda çözülüyor. Oluşan çözeltinin kütlece yüzdesi kaçtır? (M_CaBr₂ = 200, M_H₂O = 18)

Kütleye dönüştürelim: m_CaBr₂ = 0,05 · 200 = 10 g; m_su = 5 · 18 = 90 g.

% = (10 / (10+90)) · 100 = 10

Çözelti Karıştırma — "Altın Formül"

Çözüneni aynı olan çözeltiler karıştırıldığında toplam çözünen miktarı korunur. Bu mantıktan türetilen evrensel formül:

m₁·%₁ + m₂·%₂ ± m₃·%₃ = mson·%son

Bu formül AYT'de her yıl karşımıza çıkar. İşaretler şöyle belirlenir:

• Çözelti ekleme: + işareti kullanılır.
• Buharlaştırma: − işareti kullanılır (çözücünün yüzdesi 0).
• Saf su ekleme: + işareti; ancak suyun yüzdesi 0 olduğu için terim sıfırlanır.
• Saf çözünen ekleme: + işareti; eklenen maddenin yüzdesi 100 alınır.

Çözümlü Örnek — Karıştırma ve Buharlaştırma

%20'lik 150 g tuzlu su ile %20'lik 250 g tuzlu su karıştırılıp çökme olmadan 200 g su buharlaştırılıyor. Son çözelti kütlece yüzde kaçtır?

150·20 + 250·20 − 200·0 = mson·%son

m_son = 150 + 250 − 200 = 200 g. Sol taraf: 3000 + 5000 = 8000.

8000 = 200 · %son → %son = 40

Hacimce Yüzde Derişim

Çözünen ve çözücünün ikisi de sıvı ise derişim hacimle ifade edilir:

% hacimce = (Vçözünen / Vçözelti) · 100

Kolonyaların üzerindeki "80°" ifadesi hacimce %80 alkol içerdiği anlamına gelir. 100 mL kolonyanın 80 mL'si etanol, kalan kısım ise su ve aromadır.

Çözümlü Örnek — Hacimce Yüzde Uygulama

Hacimce %20 etanol içeren 120 mL sulu etanol çözeltisine, hacmi 200 mL olacak şekilde saf su eklenirse yeni çözeltinin hacimce yüzdesi kaç olur?

Önce mevcut etanol: V_etanol = 120 · 0,20 = 24 mL.

Yeni hacim 200 mL, etanol hacmi değişmedi (sadece su ekledik):

% = (24 / 200) · 100 = 12

Hacimden Kütleye: Yoğunluk Köprüsü

Bir sıvının hacmiyle kütlesi arasındaki bağ yoğunlukla kurulur: d = m / V. Etanolün yoğunluğu 0,8 g/mL ise 45 mL etanolün kütlesi m = 0,8 · 45 = 36 g olur. Kütlece yüzde hesabına geçerken bu dönüşüm zorunludur.

ppm (Milyonda Bir)

Çok seyreltik çözeltilerde (içme suyundaki flor, havadaki CO, endüstriyel atık) kullanılan derişim birimidir:

ppm = (mçözünen / mçözelti) · 10⁶

Kütlece yüzde ile ilişkisi: ppm = kütlece% · 10⁴. Dünya Sağlık Örgütü'ne göre içme suyunda klor seviyesi 0,5-1 ppm, flor seviyesi 0,7-1,5 ppm olmalıdır.

Mol Kesri

Bir bileşenin mol sayısının toplam mol sayısına oranıdır:

XA = nA / ntoplam, ΣXi = 1

Raoult yasası ve Dalton kısmi basınç yasasının temel bileşenidir. 3 mol etanol ve 5 mol su karışımında X_etanol = 3/8, X_su = 5/8 olur; toplam 1'dir.

AYT Kimya'nın en sık sorulan derişim birimi molar derişim, diğer adıyla molarite'dir. Sıvı çözeltiler, asit-baz dengesi, çözünürlük dengesi, kimyasal kinetik ve elektrokimya ünitelerinin hepsi bu formülü merkeze alır.

Molar Derişim Tanımı

M = nçözünen / Vçözelti (L)

Birim mol/L'dir. 1 L çözeltide çözünen maddenin mol sayısı olarak okunur. Bu tanımın iki kritik özelliği vardır:

• Payda çözelti hacmidir (çözücü değil).
• Hacim birimi mutlaka litre olmalıdır; 500 mL çözelti verilmişse hesapta 0,5 L kullanılır.

Gram cinsinden verilen madde için açılım:

M = m / (MA · V)

Burada M_A molar kütledir (g/mol). Formülün iki farklı versiyonunu kullanmak soru tipine bağlıdır.

Çözümlü Örnek — Kütleden Molarite

8 g NaOH katısı saf suda çözülerek 500 mL çözelti hazırlanıyor. Çözeltinin molar derişimi kaçtır? (M_NaOH = 40)

M = 8 / (40 · 0,5) = 8/20 = 0,4 M

Çözümlü Örnek — Yoğunluk-Molarite Köprüsü

Saf X sıvısının molar kütlesi 56 g/mol, oda koşullarındaki yoğunluğu 1,4 g/mL'dir. Bu sıvının 28 mL'si alınıp 250 mL sulu çözelti hazırlanıyor. X'in molar derişimi kaçtır?

Önce X'in kütlesi: m = d · V = 1,4 · 28. Burada çarpmayı sadeleşmeden yapmak gereksiz; formülde yerine koyalım:

M = (1,4 · 28) / (56 · 0,25) = (1,4 · 28) / 14 = 1,4 · 2 = 2,8 M

Kütle Yüzdesi ve Yoğunluktan Doğrudan Molarite

Ticari bir çözeltinin kütlece yüzdesi (%) ve yoğunluğu (d, g/mL) biliniyorsa molarite tek adımda hesaplanır:

M = (10 · d · %) / MA

Örneğin derişimi %37, yoğunluğu 1,19 g/mL olan ticari HCl için: M = (10 · 1,19 · 37) / 36,5 ≈ 12,06 mol/L. Formülün türetimi 1 L çözeltide (=1000 mL) ne kadar çözünen olduğunun hesabından çıkar.

İyonların Molar Derişimi

Asitler, bazlar ve tuzlar suda iyonlarına ayrışır; çözeltideki iyonun derişimi iyonlaşma katsayısıyla orantılıdır. Alüminyum klorür örneği:

AlCl₃(aq) → Al³⁺(aq) + 3Cl⁻(aq)

0,1 M AlCl₃ çözeltisi için [Al³⁺] = 0,1 M ve [Cl⁻] = 3·0,1 = 0,3 M'dir. Gösterimde köşeli parantez molar derişimi ifade eder.

Çözümlü Örnek — İyon Derişiminden Kütleye

500 mL CaBr₂ çözeltisinde [Br⁻] = 0,8 M olduğuna göre çözeltide kaç gram CaBr₂ katısı çözünmüştür? (M_CaBr₂ = 200)

İyonlaşma: CaBr₂ → Ca²⁺ + 2Br⁻. 2 mol Br⁻ için 1 mol CaBr₂ gerekir.

[CaBr₂] = 0,8 / 2 = 0,4 M.

0,4 = m / (200 · 0,5) → m = 0,4 · 100 = 40 g

Molalite (Molal Derişim)

Molarite sıcaklıkla değişir çünkü hacim sıcaklıktan etkilenir. Koligatif özelliklerde sıcaklıktan bağımsız derişim birimi gerektiği için molalite kullanılır:

m = nçözünen / mçözücü (kg)

Birim mol/kg'dır. En önemli fark molarite paydasında çözelti hacmi varken molalite paydasında çözücü kütlesi bulunur. "Çözücü" ifadesi katının değil suyun kütlesini temsil eder.

Çözümlü Örnek — Molalite

200 g saf suda 36 g şeker (C₆H₁₂O₆, M = 180) çözüldüğünde oluşan çözeltinin molalitesi kaçtır?

n_şeker = 36/180 = 0,2 mol; m_su = 200 g = 0,2 kg.

m = 0,2 / 0,2 = 1 molal

Mevcut bir çözeltinin derişimini değiştirmek için dört yol vardır: üzerine saf su eklemek (seyreltme), su buharlaştırmak (deriştirme), başka çözelti eklemek (karıştırma) ve saf çözünen eklemek. AYT Kimya bu kurguları her yıl sınar.

Seyreltme-Deriştirmenin Altın Kuralı

Sabit sıcaklıkta saf su eklendiğinde ya da çökme olmadan su buharlaştırıldığında çözünen maddenin mol sayısı değişmez. M = n/V formülünden n = M·V olduğu için:

M₁·V₁ = M₂·V₂

Bu formül seyreltme, deriştirme ve aynı çözüneni taşıyan iki çözeltinin karıştırılmasında geçerlidir. Çay demliğine su eklemek (seyreltme) ve suyu buharlaştırıp demi koyulaştırmak (deriştirme) günlük örneklerdir.

Çözümlü Örnek — Seyreltme

600 mL 0,4 M KOH çözeltisine sabit sıcaklıkta 200 mL saf su eklenirse yeni çözeltinin molar derişimi kaç olur?

Yeni hacim: V₂ = 600 + 200 = 800 mL.

0,4 · 600 = M₂ · 800 → M₂ = 240/800 = 0,3 M

Not: Eşitlikte her iki tarafta aynı birim olduğu için mL'yi litreye çevirmek gerekmez.

Çözümlü Örnek — Buharlaştırma (Deriştirme)

500 mL 0,2 M NaCl çözeltisinden çökme olmadan 400 mL su buharlaştırılıyor. Son molarite kaçtır?

V₂ = 500 − 400 = 100 mL.

0,2 · 500 = M₂ · 100 → M₂ = 100/100 = 1 M

Aynı Çözüneni İçeren Farklı Çözeltilerin Karıştırılması

Aynı maddeyi farklı derişimlerde içeren iki çözelti karıştırılırsa toplam mol korunumu kuralı iki çözeltiye de uygulanır:

M₁·V₁ + M₂·V₂ = Mson·Vson, Vson = V₁ + V₂

300 mL 0,4 M HCl ile 200 mL 0,9 M HCl karıştırıldığında:

0,4·300 + 0,9·200 = Mson·500 → 120 + 180 = 500·Mson → Mson = 0,6 M

Dipte Katısı Bulunan Çözeltide Yorumlar

Bir çözeltinin dibinde çözünmemiş katı varsa bu çözelti o sıcaklıkta doymuştur. Böyle bir sisteme su eklenirse dört farklı senaryo oluşur:

• Katının tamamı çözülemeyecek kadar az su: Eklenen su kadar katı çözülür; derişim, yoğunluk ve kütlece yüzde değişmez. Çözünen mol sayısı artar, dipteki katı miktarı azalır.
• Katının tam bittiği an: Su eklemesi o noktada durmuşsa derişim yine değişmez; sistem tam doygundur.
• Katı bittikten sonra daha fazla su ekleme: Artık seyreltme başlar; derişim azalır, yoğunluk azalır.

Doymamış Çözeltiye Katı Ekleyerek Deriştirme

Doymamış bir çözeltiye çözünen katı eklendikçe derişim artar. Ancak bu artış sonsuza kadar sürmez; doygunluk noktasına ulaşılınca fazladan eklenen katı dibe çöker. O noktadan sonra derişim sabit kalır.

Çözümlü Örnek — Karışık Kurgulu Ekleme

Kütlece %20'lik 210 g tuzlu su çözeltisine aynı sıcaklıkta 32 g saf su ve 8 g katı tuz ekleniyor. Son çözeltinin kütlece yüzdesi kaçtır?

210·20 + 32·0 + 8·100 = mson·%son

m_son = 210 + 32 + 8 = 250 g. Sol taraf: 4200 + 0 + 800 = 5000.

5000 = 250·%son → %son = 20

İlginç: Su ekleme seyreltir, tuz ekleme deriştirir; bu ikisinin oranı tam denk geldiğinde yüzde değişmez.

Çözeltiler genelde kimyasal tepkimelerin sahnesidir. Bir metalin asitle çözülmesi, iki tuzun karışıp çökme vermesi ya da asit-baz nötralleşmesinin tamamı çözelti ortamında gerçekleşir. AYT'de bu soruları çözmenin püf noktası katı ile çözelti arasında doğrudan derişim karşılaştırması yapmamaktır.

Temel Kural: Katıya Molarite Atfetme

Molarite yalnızca sıvı çözelti için tanımlıdır. Bir reaksiyonda verilen katı için önce mol (n = m/M_A) hesaplanır, sonra stokiyometriyle çözeltinin molaritesine köprü kurulur.

Çözümlü Örnek — Metal-Asit Tepkimesi

5,4 g alüminyum metalini tamamen çözmek için 500 mL HCl çözeltisi kullanılıyor. HCl çözeltisinin molar derişimi kaçtır? (M_Al = 27)

Tepkime: 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂

Adım 1: Al molü → n_Al = 5,4/27 = 0,2 mol.

Adım 2: Stokiyometri → 2 mol Al için 6 mol HCl gerektiğine göre 0,2 mol Al için 0,6 mol HCl gerekir.

Adım 3: HCl molaritesi → M = n/V = 0,6/0,5 = 1,2 M.

Çözümlü Örnek — İyonlaşma Stokiyometrisi

16,4 g Y(NO₃)₂ katısı 200 mL suda çözülerek oluşan çözeltide [NO₃⁻] = 1 M ölçülüyor. Y'nin atom kütlesi kaçtır? (M_N=14, M_O=16)

İyonlaşma: Y(NO₃)₂ → Y²⁺ + 2NO₃⁻.

[Y(NO₃)₂] = [NO₃⁻]/2 = 0,5 M.

Molar kütle: 0,5 = 16,4 / (M_bileşik · 0,2) → M_bileşik = 164 g/mol.

M_Y(NO₃)₂ = M_Y + 2(14 + 3·16) = M_Y + 124 = 164 → M_Y = 40 (kalsiyum).

Nötralleşme Tepkimeleri

Kuvvetli asit-baz nötralleşmesinde H⁺ iyonları ile OH⁻ iyonları birebir tepkimeye girer:

nH⁺ = nOH⁻

Bu eşitlikten çözelti hacimleri ve derişimlerinden biri kolayca bulunur. 200 mL 0,3 M HCl ile tam nötrleşecek 0,2 M NaOH hacmi ne kadardır?

n_HCl = 0,3·0,2 = 0,06 mol. Aynı mol NaOH gerek: 0,06 = 0,2·V → V = 0,3 L = 300 mL.

Ortak İyon İçeren Karışımlar

İki farklı tuz aynı çözücüde çözünürse ortak iyonlar toplanır. Örnek: AlBr₃ + CaBr₂ birlikte çözülmüşse toplam [Br⁻] her iki tuzdan gelen Br⁻ iyonlarının toplamıdır. Grafik sorularında genelde bir iyonun ayrı, diğerinin toplam değeri verilir; bilinmeyen çözeltideki tuz kütlesi stokiyometriyle geriye çözülür.

Çözümlü Örnek — İki Tuzun Karışımı

AlBr₃ ve CaBr₂ katılarıyla hazırlanan 2 L'lik çözeltide [Ca²⁺] = 0,2 M, toplam [Br⁻] = 0,7 M ölçülüyor. Çözeltideki AlBr₃ kütlesi kaç gramdır? (M_AlBr₃ = 267)

CaBr₂ iyonlaşması: [Br⁻]_CaBr₂ = 2·0,2 = 0,4 M.

AlBr₃'ten gelen: [Br⁻]_AlBr₃ = 0,7 − 0,4 = 0,3 M.

[AlBr₃] = 0,3/3 = 0,1 M. Kütle: m = 0,1·267·2 = 53,4 g.

Çözeltide çözünen maddenin türüne değil yalnızca tanecik sayısına bağlı özelliklere koligatif özellikler denir. Latince "collectus" (biraraya toplanmış) kökünden gelir ve dört tanedir:

1. Buhar basıncı düşmesi
2. Kaynama noktası yükselmesi
3. Donma noktası alçalması
4. Osmotik basınç

Önemli: Elektrik iletkenliği koligatif değildir çünkü iyon türü önemlidir. Renk, yoğunluk, viskozite de koligatif değildir.

van't Hoff Faktörü (i)

Bir formül birimi başına oluşan toplam tanecik sayısıdır. Koligatif formüllerde molaliteyi bu faktörle çarpmak şarttır:

Buhar Basıncı Düşmesi

Saf sıvı yüzeyinden molekül kaçışıyla oluşan denge basıncına buhar basıncı denir. Bir sıvıya uçucu olmayan çözünen (katı tuz ya da şeker) eklenirse:

• Yüzeydeki moleküller iyon-dipol veya dipol-dipol gibi yeni çekim kuvvetleriyle bağlanır.
• Buharlaşma hızı azalır.
• Çözeltinin buhar basıncı saf sıvınınkinden küçük olur.

Basıncı ne kadar düştüğü, çözünen tanecik derişimine bağlıdır. Aynı sıcaklıkta iki farklı tuzun çözeltilerinde toplam iyon molalitesi hangisinde büyükse onun buhar basıncı küçüktür.

Çözümlü Örnek — Buhar Basıncı Karşılaştırma

Aynı sıcaklıkta (1) 0,4 molal şeker, (2) 0,4 molal NaCl, (3) 0,3 molal MgBr₂ çözeltileri için buhar basınçlarını karşılaştırın.

Toplam tanecik derişimleri:

• Şeker: 1·0,4 = 0,4 molal
• NaCl: 2·0,4 = 0,8 molal
• MgBr₂: 3·0,3 = 0,9 molal

En çok tanecik (3)'te olduğu için buhar basıncı en düşük o. Sıralama: P₃ < P₂ < P₁.

Raoult Yasası — İki Uçucu Bileşen Karışımı

İki uçucu sıvı (etanol-su, aseton-kloroform gibi) karıştırıldığında ideal çözeltinin buhar basıncı her bileşenin kısmi basınçlarının toplamına eşittir:

Pçözelti = P°A·XA + P°B·XB

Burada P° verilen sıcaklıktaki saf bileşenin buhar basıncı, X mol kesridir. Sonuç mutlaka iki saf basıncın arasında bir değer çıkar — bu sonuç kontrolünde kullanılabilir.

Çözümlü Örnek — İki Uçucu Karışım

40 °C'de 138 g etanol ile 90 g su karıştırılarak ideal çözelti hazırlanıyor. Bu sıcaklıkta saf etanolün buhar basıncı 160 mmHg, saf suyun buhar basıncı 80 mmHg'dir. Çözeltinin toplam buhar basıncını bulun. (M_etanol=46, M_su=18)

Moller: n_etanol = 138/46 = 3 mol; n_su = 90/18 = 5 mol. Toplam 8 mol.

Mol kesirleri: X_etanol = 3/8; X_su = 5/8.

Pçözelti = 160·(3/8) + 80·(5/8) = 60 + 50 = 110 mmHg

Raoult Yasası — Uçucu Olmayan Katı Çözündüyse

Katının buhar basıncı ihmal edilir; yalnızca çözücünün kısmi basıncı hesaplanır:

Pçözelti = P°çözücü · Xçözücü

Çözücünün mol kesri toplam mol sayısına göre hesaplanır ve iyonlaşmadan sonraki tanecik sayısı kullanılır.

Çözümlü Örnek — Katı Çözünen

27 °C'de 72 g suya 20 g NaOH (M=40) katısı ekleniyor. Bu sıcaklıkta saf suyun buhar basıncı 30 mmHg'dir. Çözeltinin buhar basıncı kaç mmHg'dir?

n_su = 72/18 = 4 mol.

NaOH iyonlaşması: NaOH → Na⁺ + OH⁻. n_NaOH = 20/40 = 0,5 mol → toplam iyon 1 mol.

Toplam mol = 4 + 1 = 5. X_su = 4/5.

P = 30·(4/5) = 24 mmHg

Bir sıvının kaynama noktası, buhar basıncının dış basınca eşit olduğu sıcaklıktır. Çözeltide buhar basıncı düştüğü için kaynama gerçekleşene kadar daha yüksek sıcaklığa ulaşmak gerekir. Benzer şekilde donma için yeni bir düzen gerekir; çözücü tanecikleri arasına sızmış yabancı tanecikler kristallenmeyi engeller ve donma daha düşük sıcaklıkta olur.

Formüller

ΔTk = Kk · m · i

ΔTd = Kd · m · i

Burada:

• m: çözeltinin molalitesi (mol/kg)
• i: van't Hoff faktörü (tanecik sayısı)
• K_k: suyun kaynama sabiti = 0,52 °C·kg/mol
• K_d: suyun donma sabiti = 1,86 °C·kg/mol

K sabitleri çözücüye özgüdür; su için verilen bu değerler lise düzeyinde değişmez. Soruda farklı çözücü verilirse K değerleri de verilir.

Yeni Kaynama ve Donma Noktaları

Saf suyun normal kaynama noktası 100 °C, donma noktası 0 °C'dir. Çözeltide:

Tk(çözelti) = 100 + ΔTk

Td(çözelti) = 0 − ΔTd

Çözümlü Örnek — Kaynama Noktası Karşılaştırma

0,2 molal K₂SO₄ çözeltisinin kaynamaya başlama sıcaklığı 100 + 12a ise aynı şartlarda 0,3 molal Al(NO₃)₃ çözeltisinin kaynama sıcaklığı kaçtır? (a bir orantı sabiti)

Tanecik molalitesi:

• K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻: 3·0,2 = 0,6 molal
• Al(NO₃)₃ → Al³⁺ + 3NO₃⁻: 4·0,3 = 1,2 molal

ΔT_k molaliteyle doğru orantılı. 0,6 molal için ΔT = 12a ise 1,2 molal için ΔT = 24a.

Kaynama sıcaklığı = 100 + 24a.

Çözümlü Örnek — Donma Noktası

100 g suya 9 g glikoz (C₆H₁₂O₆, M=180) eklenirse çözeltinin donma noktası kaç °C olur? (K_d = 1,86 °C·kg/mol)

Molalite: m = (9/180) / 0,1 = 0,05/0,1 = 0,5 molal. Glikoz moleküler → i = 1.

ΔT_d = 1,86 · 0,5 · 1 = 0,93 °C.

T_d = 0 − 0,93 = −0,93 °C.

Kaynama ve Donma Grafiği

Uçucu olmayan madde içeren bir sulu çözeltinin T-zaman grafiği incelendiğinde:

• Kaynama başlangıcı (A noktası): 100 °C'nin üzerinde bir değerdir; çözelti henüz doymamıştır ve sıcaklık artmaya devam eder.
• Doygunluk noktası (B): Buharlaştıkça çözünenin derişimi arttığı için kaynama sıcaklığı da artar; doygunluk noktasında artık derişim sabit kalır, sıcaklık da sabitlenir.
• B-C aralığı: Doymuş çözelti sabit sıcaklıkta kaynar.

A-B ve B-C aralıklarında sıvı kaynamaya devam ettiği için buhar basınçları dış basınca eşit, yani birbirine eşittir.

Gündelik Uygulamalar

• Antifriz: Etilen glikolün su ile karışımı radyatör suyunu dondan korur. %50 etilen glikol donma noktasını yaklaşık −37 °C'ye düşürür.
• Yol tuzlaması: Karlı yollara atılan NaCl veya CaCl₂ donma noktasını alçalttığı için buzlanmayı geciktirir. CaCl₂ (i=3) aynı molalitede NaCl'den (i=2) daha etkilidir.
• Sebze haşlamada tuz: Tuzlu suyun kaynama sıcaklığı saf sudan biraz yüksektir; haşlama daha kısa sürede tamamlanır.
• Düdüklü tencere: Kapaklı kapta buhar basıncı artar, kaynama sıcaklığı 120-130 °C'ye çıkar; fasulye bu yüzden hızlı yumuşar.

Yarı geçirgen zar, çözücü moleküllerinin geçmesine izin verirken çözünen moleküllerini geçirmeyen bir engeldir. Hücre zarı, diyaliz membranı ve bazı yapay membranlar bu özelliğe sahiptir.

Osmoz Nedir?

Yarı geçirgen zarın iki yanında aynı çözücüden farklı derişimlerde iki çözelti bulunduğunda çözücü, derişim düşük (seyreltik) taraftan derişim yüksek (derişik) tarafa doğru geçer. Bu geçişe osmoz denir. Hareketi durdurabilecek minimum basınca osmotik basınç adı verilir.

Osmotik Basınç Formülü

π = M · R · T · i

Burada:

• π: osmotik basınç (atm)
• M: molarite (mol/L)
• R: gaz sabiti = 0,082 atm·L/(mol·K)
• T: sıcaklık (K)
• i: van't Hoff faktörü

Formül gaz denklemi PV = nRT'nin türetilmiş halidir. Molarite ile tanecik sayısının çarpımı efektif derişimdir.

Çözümlü Örnek — Osmotik Basınç

27 °C'de 500 mL suda 0,1 mol NaCl çözüldüğünde osmotik basınç kaç atm olur?

M = 0,1/0,5 = 0,2 M; i = 2 (NaCl); T = 300 K.

π = 0,2 · 0,082 · 300 · 2 = 9,84 atm

Osmoz ile İlgili Günlük Olaylar

• Hücre şişmesi/büzüşmesi: Kan plazmasının osmotik basıncı 7,7 atm'dir. Damar içine verilen serum izotonik (aynı osmotik basınçta) olmalıdır; hipotonik olursa kan hücreleri şişip patlar, hipertonik olursa büzüşür.
• Diyaliz: Böbrek yetmezliğinde kan diyaliz sıvısıyla yarı geçirgen bir zar ardından temasa geçirilir; kandaki fazla su ve üre zardan geçerken proteinler ve hücreler kalır.
• Salyangoz ve tuz: Salyangozun üzerine tuz dökülünce vücut suyu osmozla dışarı kaçar ve salyangoz büzüşür.
• Bitkilerde su yükselmesi: Kök hücreleri topraktan yarı geçirgen zarla su çeker; osmotik basınç bitkilerin tepesine kadar su taşır.
• Salamura: Et/peynirin tuzlu suda bekletilmesi osmozla hücre suyunun çekilmesini sağlar; mikroorganizma üreyemez.

Ters Osmoz

Derişik tarafa yeterli büyüklükte bir dış basınç uygulanırsa osmoz tersine çevrilir; çözücü derişikten seyreltik tarafa geçer. Bu prensip deniz suyundan tatlı su elde etmede ve endüstriyel saflaştırmada kullanılır.

Belirli bir sıcaklıkta 100 g çözücüde (veya 1 L çözeltide) çözünebilen en fazla madde miktarına çözünürlük (S) denir. Çözünürlük sabit bir sayı değildir; sıcaklığa ve gazlar için basınca bağlıdır. Birim olarak "g/100g su" veya mol/L kullanılabilir.

Çözelti Türleri

• Doymamış çözelti: Çözünürlüğün altındaki miktarda madde içerir; dibinde çözünmemiş katı yoktur, üzerine biraz daha madde eklense çözülür.
• Doymuş çözelti: Çözünürlük kadar madde içerir; dibinde çözünmemiş katı olan çözelti kesinlikle doymuştur. Dipte katı görünmüyor ama tam doygunluk noktasında olabilir.
• Aşırı doymuş çözelti: Çözünürlüğün üstünde madde çözdürülmüş dengesiz çözeltidir. Önce ısıtıp fazla çözmek, ardından yavaşça soğutmakla elde edilir. Bir kristal atmak ya da çalkalamak ani çökme başlatır. Bal kristalizasyonu bu fenomenin örneğidir.

Sıcaklığın Katı Çözünürlüğüne Etkisi

Katı bir maddenin suda çözünmesi çoğunlukla endotermiktir: Katı + Isı → Çözünmüş. Le Chatelier ilkesine göre sıcaklık artışı dengeyi ürün tarafına kaydırır, çözünürlük artar. NaNO₃, KNO₃, KCl bu gruba girer.

Bir grup katı için çözünme egzotermiktir: Katı → Çözünmüş + Isı. Sıcaklık artarken çözünürlük azalır. Örnekler: Ce₂(SO₄)₃, Li₂CO₃. Na₂SO₄ ise belli bir sıcaklığa kadar artar, sonra azalır — karmaşık grafiğe sahiptir.

Sonuç: Her katı için grafiğe bakmadan yorum yapılamaz; soruda grafik verilirse "sıcaklık artınca çözünürlük artıyor mu?" sorusu eğrinin yönüne bakarak yanıtlanır.

Sıcaklığın Gaz Çözünürlüğüne Etkisi

Gazların sıvıdaki çözünmesi istisnasız egzotermiktir. Sıcaklık arttıkça çözünürlük azalır. Bunun iki önemli sonucu:

• Gazlı içeceklerin üzerindeki "soğuk içiniz" uyarısı CO₂'in düşük sıcaklıkta daha iyi çözünmesinden doğar; açılıp ısınan kola gazını kaybeder.
• Soğuk göllerde balık avı daha bereketlidir çünkü yüzey buz tutarsa buz altındaki suda oksijen derişimi artar. Balıklar oksijenli bölgede toplanır. Akşam saatlerinde veya gece erken dönemde de yüzey soğuduğu için balıklar yukarıya çıkar.

Çözünürlük Grafiği Yorumu

Bir katının endotermik çözünmesi için sıcaklık-çözünürlük grafiği çizilirse eğri yukarı eğimli bir eğri olur. Bu grafikte:

• Eğrinin tam üzerinde: Doymuş çözelti.
• Eğrinin altında: Doymamış çözelti.
• Eğrinin üstünde: Aşırı doymuş (kararsız, çökme başlayabilir).

Yorum Cümleleri — Endotermik Katı

• Dipte katısı olan doymuş çözelti ısıtılırsa dipteki katının bir kısmı çözülür; yeterince ısıtılırsa tüm katı çözülür ve çözelti doymamış olur.
• Doymuş çözelti (dipte katısı yok) ısıtılırsa doymamışa geçer.
• Doymuş çözelti soğutulursa fazla miktar kristal halinde dibe çöker (çözelti yine doymuş kalır).
• Aşırı doymuş çözelti elde etmek için önce ısıtıp fazla çözmek, sonra sarsıntısız yavaşça soğutmak gerekir.

Yorum Cümleleri — Egzotermik Katı

• Dipte katısı olan doymuş çözelti ısıtılırsa dengede çözünenin bir kısmı katıya döner; daha fazla katı çöker.
• Doymamış çözelti ısıtılırsa dibe katı gönderebilir (doymuşa geçebilir).

Katı ve sıvıların çözünürlüğüne basıncın pratik bir etkisi yoktur. Ancak gazların sıvıdaki çözünürlüğü basınçla doğru orantılıdır. Bu ilişki 1803'te William Henry tarafından formüle edilmiştir.

Henry Yasası

S = k · P

Burada S gazın çözünürlüğü, P gazın çözelti üzerindeki kısmi basıncı, k ise sıcaklığa bağlı Henry sabitidir (her gaz-çözücü çifti için farklıdır). İki farklı basınç için:

S₁/P₁ = S₂/P₂

Henry Yasasının Günlük Sonuçları

• Gazlı içecekler: Kola, gazoz ve maden suyuna fabrikada yüksek CO₂ basıncı altında gaz basılır. Kapak açılınca basınç düşer, CO₂ çözünürlüğü azalır, gaz köpürerek çıkar. Açık kalan kola gazını kaybeder.
• Dalgıç vurgunu: Derin suya dalan bir kişide vücut sıvılarına yüksek basınçta azot çözünür. Ani yukarı çıkışta basınç düştüğü için azot köpürerek damarlarda kabarcıklar oluşturur (dekompresyon hastalığı). Önleme için dalgıçlar kademeli çıkar ve basınç odalarında yavaş dekompresyona tabi tutulur.
• Yüksek rakım hastalığı: Yüksekte dış basınç düşüktür; kanda oksijen daha az çözünür ve sporcular zorlanır. Profesyoneller rakıma alışmak için yüksekte antrenman yapar.
• Aerobik balık yetiştiriciliği: Balık çiftliklerinde havalandırma kompresörleri suya O₂ basıncı uygular, çözünmüş oksijen artar.

Çözümlü Örnek — Henry Yasası

25 °C'de 1 atm CO₂ basıncı altında suda 1,5 g/L CO₂ çözünüyor. Aynı sıcaklıkta 4 atm basınç altında çözünürlük kaç g/L olur?

S₂ = k·P₂ = (S₁/P₁)·P₂ = (1,5/1)·4 = 6 g/L

Basıncın 4 katına çıkması çözünürlüğü de 4 kat artırır — doğrusal ilişki.

Ortak İyon Etkisi

Çözeltide zaten var olan bir iyon, aynı iyonu içeren ikinci bir tuzun çözünürlüğünü azaltır. Le Chatelier ilkesiyle açıklanır: ortamdaki iyon derişimi arttığı için denge katı tarafa (çökme yönüne) kayar.

KCl'nin saf sudaki çözünürlüğü ile KNO₃ çözeltisindeki çözünürlüğü karşılaştırıldığında, potasyum ortak iyon olduğu için ikinci durumda çözünürlük daha düşüktür. Kimyasal denklemle:

KCl(k) ⇌ K⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Ortamda önceden K⁺ varsa denge sol tarafa (katıya) kayar; KCl daha az çözünür.

Ortak İyon Etkisine Örnekler

Çözünme Hızı ve Çözünürlük — Kritik Ayrım

Çözünme hızı, bir maddenin çözücüde ne kadar çabuk çözündüğünü; çözünürlük ise bir sıcaklıkta en fazla ne kadar çözüneceğini belirtir. Bu ikisi farklıdır!

Çözünme Hızını Etkileyen Faktörler (T-MKS Kodu)

• Temas yüzeyi: Pudra şeker > toz şeker > küp şeker. Temas yüzeyi hızı artırır ama çözünürlüğü değiştirmez.
• Madde cinsi: İyonlaşarak çözünen maddeler moleküler çözünenlere göre daha hızlı çözülür.
• Katalizör (karıştırma, çay kaşığı): Çözünmeyi hızlandırır; derişime etki etmez.
• Sıcaklık: Hem hızı hem çözünürlüğü etkileyen tek faktör.

Sıcaklığın Çifte Etkisi

Sıcaklık arttığında:

• Çözünme hızı (taneciklerin kinetik enerjisi nedeniyle) daima artar — endotermik veya egzotermik olsun fark etmez.
• Çözünürlük endotermikte artar, egzotermikte azalır.

Aşağıdaki 10 örnek, AYT Kimya'da sıvı çözeltiler ünitesinin tipik kalıplarını kapsar: yoğunluk-molarite köprüsü, seyreltme, stokiyometri, iyon derişimi, koligatif karşılaştırma, Raoult, ozmotik basınç, ortak iyon, Henry ve karışım yüzdeleri. Her örnek bağımsız çözüldüğü için sınav öncesinde rastgele seçilip pratik yapmaya uygundur.

Örnek Hızlı Dizin

Örnek 1 — Yoğunluktan Molariteye

Derişimi kütlece %36,5, yoğunluğu 1,18 g/mL olan ticari HCl çözeltisinin molar derişimi kaçtır? (M_HCl = 36,5)

Çözüm: M = (10·d·%) / MA = (10·1,18·36,5) / 36,5 = 11,8 M

Formül hatırlanmazsa: 1 L = 1000 mL çözeltinin kütlesi 1000·1,18 = 1180 g. %36,5'i HCl: 1180·0,365 = 430,7 g. Molü: 430,7/36,5 ≈ 11,8 mol. Sonuç 1 L'de 11,8 mol → 11,8 M.

Örnek 2 — Seyreltme

400 mL 1,5 M NaOH çözeltisine sabit sıcaklıkta 200 mL saf su eklenirse yeni molarite kaçtır?

Çözüm: M₁V₁ = M₂V₂ → 1,5·400 = M₂·600 → M₂ = 1 M.

Örnek 3 — Metal-Asit Stokiyometrisi

2,7 g alüminyum metalini tamamen çözmek için en az kaç mL 2 M HCl çözeltisi gerekir? (M_Al=27)

Çözüm: 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂. n_Al = 2,7/27 = 0,1 mol. n_HCl = (6/2)·0,1 = 0,3 mol.

V = n/M = 0,3/2 = 0,15 L = 150 mL

Örnek 4 — İyon Derişimi

250 mL çözeltide 0,05 mol Al₂(SO₄)₃ çözünürse [Al³⁺] ve [SO₄²⁻] derişimleri kaç molardır?

Çözüm: İyonlaşma: Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻.

Bileşik molaritesi: 0,05/0,25 = 0,2 M. [Al³⁺] = 2·0,2 = 0,4 M; [SO₄²⁻] = 3·0,2 = 0,6 M.

Örnek 5 — Koligatif Karşılaştırma

Aynı sıcaklıkta eşit miktarda saf suda çözülen (1) 0,2 mol şeker, (2) 0,2 mol NaCl, (3) 0,1 mol CaCl₂ çözeltilerinin donma noktaları en yüksek hangisinden başlar?

Çözüm: Tanecik sayıları (mol):

• Şeker: 0,2 (i=1)
• NaCl: 0,2·2 = 0,4
• CaCl₂: 0,1·3 = 0,3

Donma noktası alçalması tanecik sayısıyla orantılı. En az tanecik (şeker) → en az ΔT_d → en yüksek donma noktası şekerde.

Örnek 6 — Raoult Yasası (Katı Çözünen)

27 °C'de saf suyun buhar basıncı 30 mmHg'dir. 90 g suya 18 g glikoz (C₆H₁₂O₆, M=180) eklenirse çözeltinin buhar basıncı kaç mmHg olur?

Çözüm: n_su = 90/18 = 5 mol; n_glikoz = 18/180 = 0,1 mol.

Glikoz moleküler (i=1). Toplam mol = 5,1. X_su = 5/5,1 ≈ 0,98.

P = 30·0,98 ≈ 29,4 mmHg

Örnek 7 — Osmotik Basınç

27 °C'de 500 mL çözeltide 0,02 mol K₂SO₄ çözülürse osmotik basınç kaç atm olur?

Çözüm: M = 0,02/0,5 = 0,04 M. i = 3 (K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻). T = 300 K.

π = M·R·T·i = 0,04·0,082·300·3 = 2,952 atm

Örnek 8 — Ortak İyon Yorumu

25 °C'de saf suda X_aY_b tuzunun çözünürlüğü S₁, aynı sıcaklıkta 0,1 M Y⁻ çözeltisinde çözünürlüğü S₂'dir. S₁ ile S₂'nin ilişkisi nedir?

Çözüm: Ortak iyon Y⁻ dengeyi katı yönüne iter → S₁ > S₂. Saf suda çözünürlük her zaman ortak iyonlu ortamdan büyüktür.

Örnek 9 — Henry Yasası

20 °C'de 2 atm basınçta bir gazın sudaki çözünürlüğü 0,8 g/L'dir. Aynı sıcaklıkta 5 atm basınçta çözünürlük kaç g/L olur?

Çözüm: S₁/P₁ = S₂/P₂ → 0,8/2 = S₂/5 → S₂ = 2 g/L.

Örnek 10 — Karışık Kütlece Yüzde

Kütlece %10 ile %45'lik iki şekerli su karıştırılarak %25'lik çözelti elde ediliyor. 1. çözeltinin kütlesinin 2. çözeltinin kütlesine oranı nedir?

Çözüm: m₁·10 + m₂·45 = (m₁+m₂)·25 → 10m₁ + 45m₂ = 25m₁ + 25m₂ → 20m₂ = 15m₁ → m₁/m₂ = 20/15 = 4/3.

Pratik yöntem (çapraz fark): |45−25| = 20, |10−25| = 15. Oran 20:15 = 4:3.