id02485 10 Sınıf Kimya Çözünen Madde Etkisi Donma Noktası Alçalması, Kaynama Noktası Yükselm

Bu dersimizde 10. sınıf Kimya müfredatındaki çözünen madde etkisini, özellikle donma noktası alçalması ve kaynama noktası yükselmesini ele alacağız. Bu iki olay, aynı grupta yer alan “koligatif özellikler” başlığına girer. Koligatif özellikler, çözünen türüne bağlı değil; yalnızca çözeltideki parçacık sayısına bağlıdır. Yani, farklı maddeler aynı parçacık sayısını verdiğinde aynı miktarda donma ve kaynama noktası değişimi üretir. Bu anlayış, günlük hayatta da işinize yarar: kışın kar eritmek için tuz atılması, antifriz kullanımı ve deniz suyunun normal suya göre daha zor donması hepsi aynı prensibe dayanır. Donma noktası alçalması (ΔTf) ve kaynama noktası yükselmesi (ΔTb) için kullanacağımız temel denklemler şunlardır: ΔTf = Kf · m · i ΔTb = Kb · m · i Burada m molalite, yani kilogram çözücü başına mol sayısıdır. i, van’t Hoff katsayısı olup, çözünen türüne göre bir molekülün ortama kaç iyon verdiğini gösterir. Elektrolitlerde i > 1 olur (örneğin NaCl için idealde i = 2, CaCl2 için i = 3 gibi). Polar kovalent veya moleküler çözünenler için i = 1 alınır. Kf ve Kb, çözücünün molal donma noktası alçalma ve kaynama noktası yükselme sabitleridir. Su için Kf ≈ 1.86 °C·kg/mol ve Kb ≈ 0.512 °C·kg/mol olup bu değerleri sıkça kullanırız. Molalite ile molarite karıştırılmamalıdır. Molalite (m), çözücünün kütlesine bağlıdır; bu nedenle sıcaklık değişiminden etkilenmez. Molarite (M) ise çözelti hacmine bağlıdır ve sıcaklık arttıkça hacim değişebileceği için sıcaklık etkisi doğurabilir. Koligatif özellik hesaplarında molalite tercih edilir; çünkü sonuç, sabite göre daha doğrudan ve tutarlıdır. Kavramları pekiştirelim. 1 kg suda 1 mol NaCl (yani ~58,5 g) çözelim. NaCl iyonik bir bileşik olduğundan suya girdiğinde Na+ ve Cl− ayrışır; ideal koşullarda 2 parçacık verdiği için i = 2 kabul edilir. ΔTf = 1.86 · 1 · 2 = 3.72 °C olur. Yani su -3.72 °C’ye kadar donmaz. Aynı şekilde ΔTb = 0.512 · 1 · 2 = 1.024 °C olur; çözelti 101.024 °C’de kaynamaya başlar. Bu, buz üzerine tuz atmanın etkisini açıklar: suyun donması için daha düşük sıcaklık gerekir. Eğer aynı molalitede gliserol çözersek (i = 1), aynı molalite verdiğinde ΔTf = 1.86 °C ve ΔTb = 0.512 °C olur. Donma ve kaynama etkisi, iyon sayısı arttıkça daha belirginleşir. Bu yüzden bir mol CaCl2, aynı molalitede NaCl’den daha güçlü bir donma noktası alçalması yaratır. Dikkat edilmesi gereken nokta, gerçek çözeltilerde i değeri ideal koşullardan sapabilir. Çok derişik çözeltilerde iyon çiftleşmesi nedeniyle i’nin değeri biraz daha düşük olabilir. Buna rağmen, tipik 10. sınıf problemlerinde çözünenin dissosiasyonu ve i kullanımı temel odaktır. Konunun yararını görünce daha da önem kazanır. Antifriz olarak bilinen etilen glikol suyun kaynama noktasını yükseltir ve donma noktasını alçaltır, böylece aracın motoru sıcaklık dalgalanmalarına daha dayanıklı olur. Kış aylarında yolların tuzlanması ise arabanın tekerleklerine temas eden kar ve buzun daha düşük sıcaklıkta erimesini sağlar. Yemek pişirirken tuz eklemek, suyun kaynama noktasını yükselttiği için makarna daha yüksek sıcaklıkta haşlanır; ancak aşırı tuz mide problemlerine neden olabilir, bu yüzden dengeli kullanım gerekir. Genel strateji şu şekilde: Verilen problemde çözünen ve çözücünün kütlesini mol’e çevirecek, molaliteyi hesaplayacak, uygun i değerini belirleyecek, ardından ΔTf ve ΔTb’yi bulacağız. Sorulara gelince: “Dondurucu olarak etilen glikol mu yoksa tuz mu?” deriz: İkisinin de etkisi vardır; ancak etilen glikol i = 1 olduğu için belirli miktarlarda daha az parçacık verirken, tuzun iyonları sayesinde parçacık sayısı artar ve etkisi güçlü olabilir. Yine de dondurucu seçimi, çözelti sıcaklığı ve sürekliliği gibi faktörleri göz önünde bulundurarak yapılır. Bütün bunları bir araya getirdiğimizde, koligatif özelliklerin gündelik hayattaki pratik sonuçlarıyla akademik öğretimdeki kuramsal temeli bağlamlı bir şekilde görürüz.