11. Sınıf Kimya Çözünenin Etkisi Kaynama, Donma ve Ozmozun Değişimi şarkısı v 2

Bu videoda 11. sınıf Kimya’daki çözünenin etkisiyle kaynama noktası yükselmesi, donma noktası düşmesi ve özmozla ilgili değişimleri şarkılı anlatım ve örneklerle öğreneceğiz. “Kolloidatif özellikler” adı verilen bu değişimler, çözünmüş tanecik sayısına bağlıdır; çözünenin cinsi değil, sayısı önemlidir. Yani özellikle iyonlaşan ya da hâl değiştiren moleküller için gerçek tanecik sayısını veren van ’t Hoff faktörü (i) devreye girer. Önce kaynama noktası yükselmesi. Saf suyun kaynama noktası 100°C’dir. Çözücüye iyonlaşmayan bir katı (örneğin şeker) eklersek, çözünenin buharlaşması zorlaşır ve buhar basıncı düşer; bu yüzden kaynama noktası yükselir. Bunun nicel ifadesi ΔT_b = i·K_b·m’dir. Burada m molalite, K_b çözücüye özgü kaynama noktası yükselme sabiti ve i van ’t Hoff faktörüdür. Su için K_b ≈ 0,512 °C·kg/mol’dur. Şekerde i ≈ 1 olduğundan 1 mol şeker eklenirse ≈0,512°C yükselme beklenir. Tuz (NaCl) iyonlaşır: NaCl → Na+ + Cl− olduğundan i ≈ 2 (tam idealite varsayıldığında). 58,5 g NaCl (1 mol) eklersek ΔT_b ≈ 2·0,512·1 ≈ 1,024°C; yani su yaklaşık 101,0°C’de kaynar. Gıda pişirirken tuzlu suyun daha geç kaynaması bu yükselmeden kaynaklanır. Donma noktası düşmesi de kolloigatif bir özelliktir. ΔT_f = i·K_f·m ile ifade edilir; su için K_f ≈ 1,86 °C·kg/mol’dur. Şekerde ≈1,86°C düşerken tuzda ≈3,72°C düşer. Bu prensiple dondurma yapımında tuz- buz karışımı sıcaklığı düşürülür, çünkü tuz suyun donma noktasını aşağı çeker. Karayollarında da yol tuzlama ile donmayı geciktirme ve/veya eritme yapılır. Volatil çözünenlerin etkisi ayrı bir konudur. Alkol gibi uçucu bir çözünen varsa, uçucu bileşen buhar fazına katkıda bulunarak toplam buhar basıncını arttırır; bu nedenle kaynama noktası saf bileşenler arasındaki bir değer olur ve yükselme değil, bileşimle değişen bir kaynama davranışı sergilenir. Etilen glikol gibi bir çözünen hem kaynama yükselmesi hem de donma düşmesi sağlar; bunun kombinasyonu sıvı soğutucu kullanımının temelidir. Özmoz ve ozmotik basınç ise yarı geçirgen zarın iki yanında çözelti ve saf çözücü olmasıyla ortaya çıkar. Çözünmüş tanecikler yarı geçirgen bir zarın diğer yanına geçemediğinde, çözücünün saf taraftan çözelti tarafına geçişi başlar. Bu akış yüksek çözünen derişimli tarafa yönelir. Ozmotik basınç, bu akışı durdurmak için uygulanması gereken basınçtır. Π = i·M·R·T formülüyle (M mol/L, R ≈ 0,0821 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹, T Kelvin) hesaplanır. Örneğin 0,1 M NaCl (i≈2) çözeltisi için Π ≈ 2·0,1·0,0821·T; 298 K’de ≈0,49 atm olur. Pratik açıdan hücreler bu basınç farklarına çok duyarlıdır: hipotonik çözelti hücreleri suyla doldurur (şişme), hipertonik çözelti onları büzüştürür; izotonik çözelti (örneğin serum fizyolojikleri) dengenin korunmasını sağlar. Tuzlu suda bekletilmiş salataların su çekmesi de osmozun doğadaki yansımasıdır. Tüm bu etkiler, çözünenin kimyasal türüne değil tanecik sayısına bağlı olduğu için, kolloigatif özellikler olarak adlandırılır ve sorularda i faktörünün doğru belirlenmesi kritik olur.