Kimya I · 10. Ünite: Çözeltiler ve Koligatif Özellikler
Kaynama Noktası Yükselmesi ve Donma Noktası Alçalması
Yola tuz atılınca buz erir, araç radyatörüne antifriz konunca su kışın donmaz ve yazın kaynamaz: bunların hepsi koligatif özelliklerin uygulamasıdır. Uçucu olmayan bir çözünen, çözeltinin buhar basıncını düşürdüğü için kaynama noktasını yükseltir, donma noktasını alçaltır; etki çözünenin cinsine değil, çözünen tanecik sayısına (molaliteye ve van't Hoff $i$ faktörüne) bağlıdır. Bu konuda $\Delta T_b = i K_b m$ ve $\Delta T_f = i K_f m$ bağıntılarını Raoult yasası ve Clausius–Clapeyron ilişkisinden türetecek, mol kütlesi hesabı yapacak ve ölçülen $i$ değerinin iyon çiftleşmesi nedeniyle neden teorik değerden küçük çıktığını yorumlayacaksın.
Öğrenme hedefleri
- Çözeltinin buhar basıncı eğrisinin saf çözücünün altında kaldığını kullanarak kaynama noktası yükselmesini ve donma noktası alçalmasını faz diyagramı üzerinde açıklar.
- $\Delta T_b = i K_b m$ ve $\Delta T_f = i K_f m$ bağıntılarını kullanarak çözeltinin kaynama ve donma noktasını hesaplar; $K_b$ ve $K_f$'nin çözücüye özgü olduğunu ve birimlerini ($\text{°C·kg/mol}$) belirtir.
- $K_b = R T_b^2 M_A/\Delta H_{\text{buh}}$ ve $K_f = R T_f^2 M_A/\Delta H_{\text{erime}}$ bağıntılarını Raoult yasası ve van't Hoff yaklaşımından türetir ve su ile benzen için sayısal olarak doğrular.
- Donma noktası alçalmasından ($\Delta T_f$) çözünenin mol kütlesini hesaplar; dimerleşme ve iyonlaşmanın görünür mol kütlesini nasıl değiştirdiğini açıklar.
- Ölçülen $\Delta T_f$ değerinden deneysel $i$ faktörünü bulur, ideal değerle karşılaştırır ve sapmayı iyon çiftleşmesi ve derişim etkisiyle açıklar; zayıf elektrolitlerde $i = 1 + \alpha(\nu - 1)$ ile iyonlaşma derecesini hesaplar.
- Antifriz ve yola tuz atma gibi uygulama problemlerini çözer ve $\Delta T = i K m$ bağıntısının varsayımlarını (seyreltik çözelti, uçucu olmayan çözünen, saf çözücünün donması) değerlendirir.
Konu anlatımı
1. Bağlam: Neden Yola Tuz Atılır?
2. Faz Diyagramında Kaynama ve Donma
3. Bağıntıların Türetilmesi
4. Çözümlü Örnekler
5. van't Hoff Faktörü: İdeal ve Deneysel Değerler
6. Varsayımlar ve Sınırlar
7. Simülasyona Köprü: Buhar Basıncı Eğrisini Kaydır
8. Sık Yapılan Hatalar ve Kavram Yanılgıları
Anahtar terimler
- Kaynama noktası yükselmesi (boiling-point elevation)
- Uçucu olmayan çözünen eklenince çözeltinin kaynama noktasının saf çözücüye göre $\Delta T_b = i K_b m$ kadar artması.
- Donma noktası alçalması (freezing-point depression)
- Çözünen eklenince çözeltinin donma noktasının saf çözücüye göre $\Delta T_f = i K_f m$ kadar düşmesi.
- Kriyoskopik sabit $K_f$ (cryoscopic constant)
- Çözücüye özgü donma noktası alçalması sabiti, $\text{°C·kg/mol}$ (su: 1,86).
- Ebülyoskopik sabit $K_b$ (ebullioscopic constant)
- Çözücüye özgü kaynama noktası yükselmesi sabiti (su: 0,512).
- van't Hoff faktörü ($i$)
- Bir formül biriminin çözeltide oluşturduğu etkin tanecik sayısı; deneysel değeri genelde ideal değerden küçüktür.
- İyon çiftleşmesi (ion pairing)
- Zıt yüklü iyonların çözeltide geçici olarak bir arada hareket etmesi; etkin tanecik sayısını azaltır.
- Molalite (molality)
- Mol çözünen / kg çözücü; koligatif bağıntıların derişim birimidir.
- Süpersoğutma (supercooling)
- Sıvının çekirdek oluşmadan donma noktasının altına soğutulması.
Örnek soru
$0.50\,m$ glikoz sulu çözeltisinin kaynama noktası yükselmesi $\Delta T_b$ kaç $\text{°C}$'dir? ($K_b = 0.512\,\text{°C·kg/mol}$)
- 0.26
- 100.26
- 0.93
- 0.51
- 1.02
Doğru cevap: A
Çözüm
1. Glikoz iyonlaşmaz ⇒ $i = 1$.
2. $\Delta T_b = i K_b m = 1 \times 0.512 \times 0.50 = \mathbf{0.256 \approx 0.26\,\text{°C}}$.
$100.26$ yeni kaynama noktasıdır ($\Delta T_b$ değil), $0.93$ $K_f$ ile ($1.86 \times 0.50$) hesaplamaktır, $0.51$ molaliteyi kullanmamaktır, $1.02$ glikoza yanlışlıkla $i = 2$ vermektir.