Tel:

Fax:

Email:

www.hayatiboskut.com.tr

Celal Bayar Üniversitesi

Tübitak

Y.Ö.K

ÖSYM

Resmi Gazete

İletisim

Ana Sayfa

Hakkımızda

Tüm Programlar

Makaleler

Copyright ©  Tüm hakları saklıdır. Kodlama ve Tasarım Öğretim Görevlisi: Hayati BOŞKUT

 İletişim | Üniversite Web Adresleri

9.2.4 Kriyoskopi
           Çözeltilerin donma noktaları saf çözücülerden daha düşüktür. Elektrolit olmayan seyreltik bir çözeltinin donma noktası alçalması çözünen maddenin konsantrasyonu ile doğru, çözünen maddenin mol tartısı ile ters orantılıdır. Mol tartısı bilinmeyen bir bileşiğin belirli tartımı, uygun bir çözücüde çözülerek donma noktasının düşmesi tespit edilir. Bu yolla mol tartısı tayinine kriyoskopi denir. Mol tartısı,

bağıntısı ile hesaplanır. Te = Donma noktası alçalması; Ke = Molal donma noktası alçalması sabitidir.

Ebülyoskopi ve Kriyoskopi metotlarının uygulanabilmesi için;

1. Çözünen maddenin iyonik olmaması,

2. Karışımın gerçek çözelti sayılabilecek homojenlikte ve ideal çözelti seyreltiklik sınırını (10-3 mol/l) geçmemiş olması,

3. Çözünen madde ile çözücü arasında kimyasal reaksiyon olmaması

gerekmektedir.

Osmatik basınç deneyi. A resmi ilk durumu, B resmi ise denge

sağlandıktan sonraki durumu göstermektedir. Sıvı yükseklikleri

arasındaki fark osmatik basınçtan dolayıdır.

9.2.5 Osmotik Basınç
        Yarı geçirgen bir zarla ayrılmış çözücü ve çözeltiden ibaret bir sistemde saf çözücü moleküllerinin çözeltiye geçmesine osmoz denir. Örneğin sulu şeker çözeltisi/su sisteminde su molekülleri yarı geçirgen zardan geçer ancak şeker molekülleri geçemez. Bu şekilde çözücü moleküllerinin saf çözücüden çözeltiye doğru yarı geçirgen zardan geçişini durdurmak için çözelti tarafından uygulanan basınca osmotik basınç denir.

Yapılan araştırmalarla elde dilen denel sonuçlar Van't Hoff bağıntısında özetlenebilir.

İdeal gaz denklemine benzeyen bu eşitlik

 alınarak,

yazılabilir. c molar konsantrasyondur. Bu bağıntıdan şu sonuç çıkar. Seyreltik bir çözeltinin osmotik basıncı çözünmüş maddenin aynı sıcaklıkta aynı hacmi gaz halinde kapladığında sahip olacağı basınca eşittir. Van't Hoff Kanunu elektrolit olmayan ve 0,2 molardan daha az konsantrasyondaki ideal seyreltik çözeltilere uygulanabilir. Osmotik basınç ölçülmek suretiyle de mol tartısı tayini yapılabilir.

denklemindeki  basıncı ölçülerek mol tartısı (M) hesap

9.2.6 Elektrolit Çözeltiler
         Genel anlamda çözeltide iyonlar vererek çözünen ve sulu çözeltileri elektriği ileten bileşiklere elektrolit denir. NaCl, Al2(SO4)3, Cu(CH3COO)2 gibi iyonik yapılı bileşikler suda ve suya benzeyen çözücülerde iyonlarına ayrılarak çözünür ve bu iyonlarla elektrik iletimi olur.

        Elektrolitler birçok gruplara ayrılmakla birlikte asit-baz özelliği gösterenler ile nötr olanlar olmak üzere iki ana bölümde toplanabilir. Bunlar, ayrıca zayıf ve kuvvetli elektrolitler olmak üzere kendi aralarında sınıflandırılırlar.

Elektrolit çözelti.

9.3 Asit ve Bazlar
              Elektrolitlerin sınıflandırılmasında en kullanışlı seçim; maddelerin asit ve bazlıklarını dikkate alan yaklaşımdır. Bunun en önemli nedeni kimyasal değişmelerde asit ve bazlığın oynadığı roldür. En önemli kimyasal özelliklerden olan asit-bazlık, bu bakımdan kimyanın öncelikli konuları arasında yer alır.

9.3.1 Klasik Asit-Baz Tanımı
             Bileşiklerin asit ve baz karekterlerinin yapısal nedenleri günümüze kadar değişik şekillerde açıklanmaya çalışılmıştır. Bunlardan birincisi klasik asit-baz tanımıdır. Arrhenius tarafından yapılan bu açıklamaya göre sulu çözeltide H+ iyonu veren maddeler asit, OH-iyonu veren maddeler bazdır. Örneğin;

Bu açıklama ile; bünyesinde OH- ve H+ iyonu bulunmayan Al3+, NH3 gibi maddelerin asit ve bazlığı ile çözücüsü su olmayan (ör., alkolde) dengelerdeki asit-bazlığı açıklayamaz. Bunun yanında sulu çözeltide H+ iyonu tek başına bulunmaz. Bir su molekülü tarafından hidratize edilerek H3O+ hidronyum (veya hidroksonyum) iyonu halinde bulunur. H3O+ iyonu 10-3 saniye yaşayabilir ve varlığı spektroskopik yöntemlerle ispatlanmıştır.

9.3.2 Brönsted-Löwry Asit-Baz Tanımı

Bu tanımda asit-bazlık yüzeysel bakışla; proton alışverişi gibi düşünülebilir. Çözeltilerde;

dengesi vardır ve H+ verebilen maddeler asit, H+ alabilen maddeler baz olarak değerlendirilebilir. Tanıma göre; HA bileşiği H+ iyonu verdiği için asit, A- ise sol tarafa olan reksiyonda H+ iyonu aldığı için bazdır. Burada A- ye HA'nın konjuge bazı adı verilir. Aynı düşünceyle HA da A- nin konjuge asididir. Bir asit ve buna karşılık olan baza konjuge asit-baz çifti denir. Brönsted-Löwry Asit-Baz tanımı sulu çözeltilerde;

dengesi ile gösterilebilir. Bu denkleme göre H2O bir bazdır ve konjuge asidi H3O+ iyonudur. O halde bu asit-baz tanımı ile asit ve bazlığın açıklanmasında autoprotolizin temel alındığı görülür. Çözücü su olduğunda autoprotoliz dengesi,

şeklinde yazılır. Dengedeki H3O+ (asit bileşen) konsantrasyonunu arttıran bileşikler asit, OH- (bazik bileşen) konsantrasyonunu arttıranlar da baz olmaktadır.

Yapısında H+ iyonu bulunmayan metal iyonlarının asitlikleri de bu tanımla açıklanabilmektedir. Örneğin Fe3+ iyonu sulu çözeltide H3O+ konsantrasyonunu arttırdığı için asittir.

Konjuge asit-baz kavramı ile klasik asit-baz tanımının önemli bir eksikliği daha giderilmiş olunur. Böylelikle çözücüsü su olmayan sistemlerde de asit-baz fonksiyonları açıklanabilir. Örneğin, çözücünün etil alkol olduğu bir sistemde;

Etil alkolün autoprotoliz dengesine bağlı olarak klorür asidi ile amonyağın alkoldeki asit-baz davranışı açıklanabilir.

O halde Brönsted-Löwry tanımını; "çözücünün autoprotoliz dengesinde asit türlerin (Pozitif bileşen) konsantrasyonunu arttıran maddeler asit, baz türlerin (negatif bileşen) konsantrasyonunu arttıran kimyasal yapılar bazdır" şeklinde genelleştirmek mümkündür.

        Ancak, çözücünün autoprotoliz dengesini temel alan bu yaklaşım aprotik çözücülerde ve gaz fazındaki asit-baz davranışını açıklamakta yetersiz kalmaktadır

9.3.3 Lewis Asit-Baz Teorisi
Lewis tanımında asit ve bazlık elektron çiftleri ile açıklanır. Elektron çifti alabilen maddeler asit, serbest elektron çifti bulunduranlar ise bazdır. Örneğin, amonyakta bir serbest elektron çifti vardır (:NH3) ve bazik özellik gösterir. Ag+ iyonu ile amonyağın reaksiyonu,

şeklindedir ve koordinasyon kovalens bağ meydana gelir. O halde burada Ag+ asit özellik taşır. Amonyak molekülündeki azot, üzerindeki elektron çiftini çekerek koordinasyon kovalens bağ meydana getirmiştir.Metal iyonları ile serbest elektron çifti içeren kimyasal yapılar arasındaki buna benzer reaksiyonlar, hem protik hem de aprotik çözücülerde (hatta gaz fazında) aynı sonuçları verecektir. Su ve Amonyak gibi autoprotoliz dengesine sahip olmayan benzen, eter, kloroform gibi çözücülerdeki baz fonksiyonu ile metal iyonlarının asidlikleri böylece açıklanabilmektedir. O halde amonyak her ortamda baz özelliğini sergileyebilmekte, ancak bazlığın açıklama şekli değişmektedir. Lewis tarafından yapılan bu açıklama ile Brönsted-Löwry tanımında yer almayan aprotik çözücülerdeki asit ve baz özellikleri de açıklanmış olmaktadır.

NH3

NH3 molekülü

NH3 molekülü