AYT SIVI ÇÖZELTİLER: ÇÖZÜCÜ–ÇÖZÜNEN ETKİLEŞİMLERİ VE DERİŞİM BİRİMLERİ

AYT sıvı çözeltiler, çözücü–çözünen etkileşimleri ve derişim birimleri konu anlatımı kapsamında polarite, solvatasyon ve hidratasyon, çözünme enerjisi, yüzde derişimler, ppm, mol kesri, molarite, molalite, seyreltme ve iyon derişimi işlenecektir.
AYT kimya konularının tamamına AYT konu anlatımı arşivinden ulaşabilirsiniz.

Çözeltiyi Oluşturan Tanecikler ve Çözünme

Çözelti, Çözücü ve Çözünen

Çözelti, bir maddenin başka bir madde içinde tanecik boyutunda ve her noktada aynı bileşimi verecek biçimde dağılmasıyla oluşan homojen karışımdır. Dağılan bileşene çözünen, diğer bileşenleri kendi içinde dağıtan ve genellikle miktarı daha fazla olan bileşene çözücü denir. Tuzlu suda su çözücü, sodyum klorür çözünen; kolonya örneğinde ise miktarına göre etanol veya su çözücü olabilir.

“Çözünen görünmez oldu” ifadesi, maddenin yok olduğu anlamına gelmez. Çözünen tanecikleri molekül veya iyon hâlinde çözücünün bütün hacmine dağılır. Homojenlik, alınan küçük örneklerin aynı sıcaklık ve basınçta aynı bileşimi göstermesidir. Çözeltinin derişimi ise bu homojen karışımda ne kadar çözünen bulunduğunu sayısal olarak belirtir.

Çözeltinin Fiziksel Hâli ve Çözücünün Rolü

Bir çözelti katı, sıvı veya gaz hâlinde olabilir. Alaşımlar katı çözeltilere, hava gaz çözeltiye, tuzlu su ise sıvı çözeltiye örnektir. Çözeltinin fiziksel hâli, çözünenden çok çözücünün hâliyle belirlenir. Bu yazının odağı çözücüsü sıvı olan çözeltilerdir; çözünen katı, sıvı veya gaz olabilir.

Çözücünün “miktarı her zaman daha fazla olan bileşen” diye tanımlanması çoğu örnekte işe yarasa da temel ölçüt, çözeltinin sürekli fazını ve fiziksel hâlini belirlemesidir. Özellikle birbiri içinde her oranda çözünebilen iki sıvıda hangi bileşenin çözücü sayıldığı, verilen bileşime göre değişebilir. Sulu çözelti ifadesi ise çözücünün su olduğunu kesin olarak belirtir.

Polar ve Apolar Tanecikler

Bir bağdaki elektronlar iki atom tarafından eşit çekilmiyorsa bağın uçlarında kısmi yükler oluşur. Molekülün bağ kutupları geometrik olarak birbirini götürmüyorsa molekülün bir ucu kısmen pozitif, diğer ucu kısmen negatif kalır; böyle moleküller polardır. H₂O ve NH₃ polar moleküllerdir. Yük dağılımı dengeli olan CCl₄, CO₂ ve I₂ gibi tanecikler ise apolar davranır.

İyonlar polar molekül değildir; tam elektrik yükü taşıyan taneciklerdir. Na⁺ ve Cl⁻ gibi iyonların suyla etkileşimi, iki polar molekül arasındaki çekimden farklı olarak iyon–dipol etkileşimidir. Bir maddenin suda çözünüp çözünmeyeceği yalnız “polar mı?” sorusuyla değil, çözünme sırasında koparılan ve kurulan bütün etkileşimlerin dengesiyle belirlenir.

“Benzer Benzeri Çözer” İlkesinin Nedeni

Çözünme sırasında çözücü taneciklerinin bir bölümü birbirinden uzaklaştırılır, çözünen tanecikleri de kendi aralarındaki çekimlerden ayrılır. Bu ayrılmaların ardından çözücü ile çözünen arasında yeni çekimler kurulmalıdır. Yeni kurulan etkileşimler, bozulan etkileşimlerin yerini yeterince iyi doldurabiliyorsa tanecikler karışım içinde dağılmış hâlde kalabilir.

Bu nedenle polar ve iyonik maddeler çoğunlukla polar çözücülerde; apolar maddeler çoğunlukla apolar çözücülerde daha iyi çözünür. “Benzer benzeri çözer” sözü kesin ve istisnasız bir kimlik kuralı değil, etkileşim türlerinin benzerliğini özetleyen bir ilkedir. Örneğin su ile etanol hidrojen bağı kurabildiği için karışabilir; iyot ise apolar CCl₄ içinde London kuvvetleriyle daha elverişli biçimde çevrelenir.

Çözücü–Çözünen Arasındaki Etkileşim Türleri

İyonik bir çözünen polar çözücüde çözünürken başlıca iyon–dipol etkileşimleri kurulur. İki polar molekül arasında dipol–dipol etkileşimi; uygun F–H, O–H veya N–H bağları bulunduğunda daha güçlü ve yönlü bir dipol–dipol türü olan hidrojen bağı oluşabilir. Polar bir tanecik apolar bir taneciğin elektron bulutunu geçici olarak bozarsa dipol–indüklenmiş dipol etkileşimi ortaya çıkar.

İki apolar tanecik arasında anlık ve indüklenmiş dipollerden doğan London kuvvetleri etkilidir. Bir iyon apolar taneciğin elektron bulutunu bozduğunda iyon–indüklenmiş dipol etkileşimi oluşur. Çözünürlüğü değerlendirirken yalnız çözücü–çözünen etkileşiminin adını bilmek yeterli değildir; çözücü–çözücü ve çözünen–çözünen çekimlerinin ne kadar güçlü olduğu da karşılaştırılır.

Solvatasyon ve Hidratasyon

Çözünen taneciklerinin çözücü molekülleri tarafından çevrelenip kararlı hâle getirilmesine solvatasyon denir. Çözücü su olduğunda aynı olay özel olarak hidratasyon adını alır. Hidratasyon, çözünenin yalnız ıslanması değildir; su moleküllerinin elektriksel uçlarını çözünen iyon veya polar bölgelere uygun yönde çevirerek bir çevreleme kabuğu oluşturmasıdır.

Su molekülünde oksijen tarafı kısmen negatif (δ−), hidrojen tarafları kısmen pozitiftir (δ+). Bu nedenle Na⁺ gibi katyonların çevresinde suyun oksijen ucu; Cl⁻ gibi anyonların çevresinde hidrojen uçları iyondan yana yönelir. İyon kristalden ayrıldığında “çıplak” kalmaz; hidratlanmış iyon hâlinde çözeltide dağılır.

Moleküler Çözünme, İyonik Ayrışma ve İyonlaşma

Moleküler yapılı şeker veya etanol suda çözündüğünde moleküller birbirinden ayrılıp su içinde dağılır; molekülün kimliği korunur. Bu olaya moleküler çözünme denir. İyonik kristal NaCl suda çözündüğünde kristalde zaten bulunan Na⁺ ve Cl⁻ iyonları birbirinden ayrılır. Bu süreç iyonik ayrışmadır: NaCl(k) → Na⁺(suda) + Cl⁻(suda).

HCl gibi bazı moleküler maddeler ise suyla etkileştiğinde yeni iyonlar oluşturur. HCl(g)+H₂O(s) → H₃O⁺(suda)+Cl⁻(suda) süreci iyonlaşmadır. Ayrışmada iyonlar başlangıçtaki kristalde vardır; iyonlaşmada yüksüz moleküllerden iyonlar oluşur. Bu ayrım, çözeltideki tanecik türlerini ve elektrik iletkenliğini doğru yorumlamak için gereklidir.

Çözeltilerde Elektrik İletkenliği

Bir sıvı çözeltinin elektrik akımını iletebilmesi için elektrik alan altında hareket edebilen iyonlar içermesi gerekir. NaCl, KNO₃ ve güçlü asitler suda çok sayıda iyon oluşturduğu için çözeltileri iyi iletkendir. Şeker ve etanol çözeltilerinde ise çözünen tanecikler yüksüz molekül hâlinde kaldığından çözelti elektrik akımını belirgin biçimde iletmez.

“Suda çözünen her madde iletkendir” sonucu bu nedenle yanlıştır. İletkenlik yalnız çözünmenin gerçekleşmesine değil, çözeltideki hareketli iyonların sayısına ve yüküne bağlıdır. Saf suyun çok düşük iletkenliği de suyun çok küçük bir bölümünün iyonlaşmasından kaynaklanır; bu durum şeker çözeltisini güçlü iletken yapmaz.

Çözünmenin Enerji Basamakları ve Çözünme Entalpisi

Bir çözeltinin oluşması tanecik düzeyinde üç enerji basamağıyla ele alınır. Birinci basamakta çözücü tanecikleri birbirinden uzaklaştırılır; çekimlere karşı iş yapıldığı için enerji alınır ve ΔH₁>0’dır. İkinci basamakta çözünen tanecikleri birbirinden ayrılır; bu işlem de enerji gerektirir ve ΔH₂>0’dır. Üçüncü basamakta çözücü ile çözünen arasında yeni etkileşimler kurulur; enerji verilir ve ΔH₃<0’dır.

Toplam çözünme entalpisi ΔH_çözünme=ΔH₁+ΔH₂+ΔH₃ bağıntısıyla bulunur. Sonuç pozitifse çözünme endotermik, negatifse ekzotermiktir. Kendiliğinden çözünen bir maddenin çözünme entalpisi mutlaka negatif olmak zorunda değildir; taneciklerin daha düzensiz dağılması da sürecin gerçekleşmesine katkı verebilir.

Yüzde Derişimler, ppm ve Mol Kesri

Derişim ve Çözelti Miktarı

Derişim, belirli miktardaki çözelti veya çözücü içinde bulunan çözünen miktarını gösterir. Derişim ile çözelti miktarı aynı kavram değildir. İki çözeltinin hacimleri farklı olsa bile molariteleri eşit olabilir; bu durumda büyük hacimli çözeltide daha çok çözünen bulunur. Buna karşılık aynı miktarda çözünen içeren iki çözeltinin hacimleri farklıysa derişimleri farklıdır.

Derişim biriminin paydası hangi toplamın temel alındığını belirler. Kütlece yüzde çözelti kütlesini, molarite çözelti hacmini, molalite çözücü kütlesini kullanır. Hesaba başlamadan önce çözünen, çözücü ve çözelti niceliklerinin ayrılması gerekir: m_çözelti=m_çözünen+m_çözücü. Burada m kütleyi gösterir.

Kütlece Yüzde Derişim

Kütlece yüzde derişim, 100 birim kütle çözeltide kaç birim kütle çözünen bulunduğunu gösterir. Kütlece %=m_çözünen/m_çözelti×100 bağıntısıyla hesaplanır. Örneğin kütlece %20’lik 250 g çözeltide 50 g çözünen, 200 g çözücü vardır.

Yüzde değeri çözünenin çözeltiye oranıdır; çözünenin çözücüye oranı değildir. Kütle korunuyorsa çözelti kütlesi bileşenlerin kütleleri toplamıdır. Çözünen ve çözücü kütleleri aynı birimde alınır; gram veya kilogram seçimi oranı değiştirmez.

Çözünen veya Çözücü Ekleme ve Buharlaştırma

Bir çözeltiye yalnız çözücü eklendiğinde çözünen kütlesi sabit, çözelti kütlesi artar; kütlece yüzde azalır. Yalnız çözücü buharlaştırıldığında çözünen uçucu değilse çözünen kütlesi sabit, çözelti kütlesi azalır; yüzde artar. Çözünen eklenip tamamı çözündüğünde hem çözünen hem çözelti kütlesi artar ve yüzde yükselir.

Çözelti doygunluğa ulaşırsa eklenen katının tamamının çözündüğü varsayımı ayrıca geçerli olmayabilir; bu nokta çözünürlük konusuna aittir. Bu yazıdaki derişim hesaplarında “tamamen çözünüyor” ifadesi, eklenen maddenin çözeltiye katıldığını belirtir. Buharlaşan bileşen çözücüden farklıysa kütle dengesi buna göre yeniden kurulmalıdır.

Aynı Çözüneni İçeren Çözeltilerin Karıştırılması

Aynı çözüneni içeren çözeltiler karıştırıldığında toplam çözünen kütlesi, her çözeltiden gelen çözünen kütlelerinin toplamıdır. İki çözelti için m₁w₁+m₂w₂=(m₁+m₂)w_son yazılabilir. Burada m çözelti kütlesini, w ise kütlece derişimin ondalık biçimini gösterir.

Son yüzde, başlangıç yüzdelerinin basit aritmetik ortalaması olmak zorunda değildir. Aritmetik ortalama yalnız çözelti kütleleri eşitse elde edilir. Farklı kütlelerde son değer, kütlesi daha büyük olan çözeltinin derişimine daha yakın olur.

Hacimce Yüzde Derişim

Hacimce yüzde derişim, özellikle bir sıvının başka bir sıvı içindeki oranını belirtmek için kullanılır: Hacimce %=V_çözünen/V_çözelti×100. Burada V hacmi gösterir. Hacimce %40 etanol çözeltisi ifadesi, 100 mL son çözeltide 40 mL etanole karşılık gelen miktar bulunduğunu anlatır.

Sıvı hacimleri karışım sırasında her zaman tam toplanmaz; moleküller arasındaki boşluk ve etkileşim değişimi büzülme veya genişleme oluşturabilir. Bu nedenle paydada “eklenen sıvı hacimlerinin toplamı” değil, soruda verilen veya ölçülen son çözelti hacmi kullanılır. Hacimlerin toplanabilir olduğu açıkça belirtilmişse V_çözelti=V₁+V₂ alınabilir.

Kütle–Hacim Yüzdesi

Kütle–hacim yüzdesi, 100 mL çözeltide bulunan çözünenin gram cinsinden kütlesini gösterir. Kütle–hacim %=m_çözünen(g)/V_çözelti(mL)×100 bağıntısı kullanılır. Bu ifade bir kütle oranı değildir; pay gram, payda mililitre cinsindendir. Sağlık alanındaki bazı serum etiketlerinde bu gösterime rastlanır.

Örneğin %0,9 (m/V) NaCl çözeltisinin 100 mL’sinde 0,9 g NaCl vardır. Aynı çözeltinin 500 mL’sinde 4,5 g NaCl bulunur. Bu bilgi, çözeltinin kütlece %0,9 olduğu anlamına gelmez; kütlece yüzdeyi bulmak için çözeltinin toplam kütlesi veya yoğunluğu da bilinmelidir.

ppm: Milyonda Bir Kısım

Çözünen miktarı çok küçük olduğunda yüzde yerine ppm kullanılır. ppm, “milyonda bir kısım” demektir: ppm=m_çözünen/m_çözelti×10⁶. Kütle oranı kullanılıyorsa pay ve payda aynı kütle biriminde olmalıdır. 1 ppm, 1 kg çözeltide 1 mg çözünen anlamına gelir.

Seyreltik sulu çözeltilerde yoğunluk yaklaşık 1,00 g/mL kabul edildiğinde 1 L çözeltinin kütlesi yaklaşık 1 kg olur; bu özel koşulda mg/L sayısal olarak ppm’e eşit alınabilir. Yoğunluk farklıysa mg/L ile ppm doğrudan eşitlenmez. Gaz veya hacim temelli ppm tanımları da bulunabilir; soruda hangi oranın verildiği okunmalıdır.

Mol Kesri

Bir bileşenin mol kesri, o bileşenin mol sayısının çözeltideki bütün bileşenlerin toplam mol sayısına oranıdır. A ve B’den oluşan çözelti için X_A=n_A/(n_A+n_B) ve X_B=n_B/(n_A+n_B) yazılır. Burada X mol kesrini, n mol sayısını gösterir.

Mol kesrinin birimi yoktur ve bütün bileşenlerin mol kesirleri toplamı 1’dir. Kütleler verildiğinde önce n=m/M_A bağıntısıyla mol sayısına geçilir; M_A mol kütlesidir. Mol kesri kütlece yüzdeyle aynı değildir, çünkü farklı maddelerin bir molünün kütlesi farklı olabilir.

Molarite, Çözelti Hazırlama ve Yoğunluk İlişkisi

Molarite ve Çözelti Hacmi

Molarite, bir litre çözeltide bulunan çözünenin mol sayısıdır. M=n_çözünen/V_çözelti bağıntısıyla gösterilir. Burada M molariteyi (mol/L), n çözünenin mol sayısını (mol), V ise çözeltinin litre cinsinden hacmini gösterir. 0,40 M NaCl çözeltisinin her 1 litresinde 0,40 mol NaCl vardır.

Paydadaki hacim çözücünün değil, çözünme tamamlandıktan sonraki çözeltinin hacmidir. Mililitre cinsinden verilen hacim 1000’e bölünerek litreye çevrilir. Çözünen kütlesi verildiğinde önce n=m/M_A kullanılır; burada m kütle, M_A mol kütlesidir.

Balonjojeyle Belirli Derişimde Çözelti Hazırlama

Katı bir maddeden belirli molaritede çözelti hazırlanırken gereken mol sayısı n=M·V, gereken kütle ise m=n·M_A ile bulunur. Hesaplanan katı tartılır, bir miktar saf suda tamamen çözülür ve çözelti balonjojeye nicel olarak aktarılır. Çözme kabı saf suyla çalkalanarak yıkama sıvıları da balonjojeye eklenir; böylece çözünen kaybı önlenir.

Son aşamada saf su, balonjojenin kalibrasyon çizgisine kadar eklenir ve kap homojenlik için karıştırılır. “500 mL çözelti hazırlamak” 500 mL su kullanmak değildir; çözünen ve başlangıç suyu birlikteyken son hacim 500 mL’ye tamamlanır. Katı doğrudan ağzına kadar dolu balonjojeye eklenirse son hacim ve aktarım doğruluğu denetlenemez.

Seyreltme ve Deriştirme

Bir çözeltiye yalnız çözücü eklenerek hacmi artırılırsa seyreltme gerçekleşir. Çözünenin mol sayısı değişmediği için başlangıç ve son durum arasında M₁V₁=M₂V₂ bağıntısı kullanılır. M molariteyi, V çözelti hacmini; 1 ve 2 indisleri başlangıç ve son durumu gösterir.

Uçucu olmayan çözünen içeren çözeltiden yalnız çözücü buharlaştırıldığında çözünen molü korunur, hacim azalır ve molarite artar; aynı bağıntı hacim değişimi için geçerlidir. Ancak çözeltiden belirli bir hacim örnek alınıp uzaklaştırılırsa örnekle birlikte çözünen de gider. Bu durumda önce alınan örnekteki mol sayısı belirlenir, ardından kalan veya seyreltilen bölüm ayrı değerlendirilir.

Aynı Çözüneni İçeren Çözeltilerin Molariteyle Karıştırılması

Aynı çözüneni içeren ve tepkime vermeyen çözeltiler karıştırıldığında çözünen mol sayıları toplanır. Hacimlerin toplanabilir olduğu kabul edilirse M_son=(M₁V₁+M₂V₂)/(V₁+V₂) yazılır. Birden fazla çözelti için paya bütün M·V katkıları, paydaya son toplam çözelti hacmi alınır.

Çözünenler farklıysa tek bir “karışım molaritesi” yerine her türün veya her iyonun molaritesi ayrı hesaplanır. Çözeltiler tepkime veriyorsa başlangıç molleri doğrudan son hacme bölünmez; önce kimyasal tepkimeye göre tüketilen ve kalan miktarlar bulunur.

Çözelti Yoğunluğu

Yoğunluk, birim hacimdeki kütledir ve d=m_çözelti/V_çözelti bağıntısıyla gösterilir. d yoğunluğu, m çözelti kütlesini, V çözelti hacmini belirtir. Örneğin yoğunluğu 1,20 g/mL olan 250 mL çözeltinin kütlesi 1,20×250=300 g’dır.

Yoğunluk bir derişim birimi değildir; fakat hacim üzerinden verilen bir çözeltiyi kütleye çevirdiği için kütlece yüzde ile molarite arasında köprü kurar. Yoğunluk sıcaklığa bağlı olabileceğinden farklı sıcaklıklardaki değerler aynı kabul edilmez. Yoğunluk ve hacim çarpılırken birimlerin uyumu korunmalıdır.

Kütlece Yüzde ve Yoğunluktan Molariteye Geçiş

Kütlece yüzdesi w ve yoğunluğu d g/mL olan çözeltinin 1 litresi temel alınabilir. 1 L=1000 mL olduğundan bu çözeltinin kütlesi 1000d gramdır. Çözünen kütlesi 1000d·w/100=10dw gram, çözünen molü 10dw/M_A olur. Bir litre içindeki mol sayısı molarite olduğundan M=10dw/M_A bağıntısı elde edilir.

Bu bağıntıda w yüzde sayısıdır; %30 için w=30 yazılır. Ondalık kesir kullanılırsa doğrudan 1000d·0,30/M_A hesabı yapılır. Ters dönüşümde molariteden bir litre çözeltideki çözünen kütlesi bulunur, yoğunlukla bulunan toplam çözelti kütlesine oranlanır.

Molalite ve İyon Derişimi

Molalite ve Çözücü Kütlesi

Molalite, bir kilogram çözücüde çözünmüş maddenin mol sayısıdır. m=n_çözünen/m_çözücü(kg) bağıntısıyla gösterilir. Burada küçük m molaliteyi (mol/kg), n çözünenin mol sayısını, paydadaki m_çözücü ise yalnız çözücünün kilogram cinsinden kütlesini belirtir.

Çözelti kütlesi paydada kullanılmaz. Örneğin 0,20 mol madde 400 g, yani 0,400 kg suda çözünürse molalite 0,20/0,400=0,50 mol/kg olur. Uçucu olmayan çözünen içeren çözeltiden su buharlaştığında çözünen molü sabit, çözücü kütlesi azalır ve molalite artar.

Molarite ile Molalite Arasındaki Fark

Molarite bir litre çözelti içindeki mol sayısını, molalite bir kilogram çözücü içindeki mol sayısını verir. Molaritenin paydası hacim, molalitenin paydası kütledir. Bu nedenle aynı sayısal değer ve aynı “mol” payı bulunsa bile iki birim birbirinin yerine kullanılamaz.

Sıcaklık değiştiğinde sıvı çözeltinin hacmi değişebildiği için çözünen molü sabit kalsa da molarite değişebilir. Kütleler sıcaklıktan etkilenmediğinden madde kaybı yoksa molalite değişmez. Benzer biçimde kütlece yüzde de bileşen kütleleri korunuyorsa sıcaklık değişiminden etkilenmez.

İyonik Bileşiklerin Ayrışma Katsayıları

İyonik bir bileşik suda tam ayrıştığında formüldeki alt indisler, oluşan iyonların mol sayılarını belirler. Genel olarak X_aY_b → aX + bY biçiminde bir mol bileşik a mol X iyonu ve b mol Y iyonu verir. Örneğin Al₂(SO₄)₃ bir mol bileşikten 2 mol Al³⁺ ve 3 mol SO₄²⁻ oluşturur.

Yüklerin toplamı her iki tarafta da korunur. İyon derişimi bulunurken bileşiğin molaritesi ilgili stokiyometrik katsayıyla çarpılır: C_iyon=k·M_bileşik. Buradaki k, bir formül biriminden oluşan o iyonun sayısıdır. Toplam iyon molaritesi ise bütün iyon türlerinin molariteleri toplamıdır.

Tek Çözeltide İyon Derişimi

0,20 M Al₂(SO₄)₃ çözeltisi tam ayrışırsa [Al³⁺]=2×0,20=0,40 M ve [SO₄²⁻]=3×0,20=0,60 M olur. Köşeli ayraç, belirtilen türün molar derişimini gösterir. Toplam iyon molaritesi 1,00 M’dir; ancak bu değer çözeltinin elektriksel yük taşıdığı anlamına gelmez.

Çözelti bütünüyle elektrikçe nötrdür. Pozitif yük molaritesi ile negatif yük molaritesi eşittir: 0,40×3=0,60×2=1,20 mol yük/L. İyon molaritelerinin sayısal toplamı değil, derişim ile iyon yükünün çarpımlarından oluşan yük dengesi eşitlenir.

Tepkimesiz Çözeltilerin Karıştırılması ve Ortak İyon

Farklı iyonik çözeltiler karıştırıldığında çökelme, gaz çıkışı veya zayıf elektrolit oluşumu yoksa her iyonun molü korunur. Önce her çözeltinin sağladığı iyon molleri n_iyon=k·M·V ile bulunur, aynı iyon farklı çözeltilerden geliyorsa katkılar toplanır ve sonuç son toplam hacme bölünür.

Örneğin NaCl ve Na₂SO₄ karıştırıldığında Na⁺ ortak iyondur. NaCl’den gelen Na⁺ molü M·V, Na₂SO₄‘ten gelen Na⁺ molü 2M·V’dir. Hacimlerin toplanabilir olduğu kabulünde her iki katkı aynı son hacme bölünür.

Örnek - 23

Görseldeki çözeltiler karıştırılıyor ve hacimlerin toplandığı kabul ediliyor. Tuzlar tam ayrıştığına ve aralarında tepkime olmadığına göre son çözeltide [Na⁺], [Cl⁻] ve [SO₄²⁻] sırasıyla kaç M olur?

A) 0,12; 0,12; 0,12
B) 0,24; 0,12; 0,12
C) 0,30; 0,12; 0,06
D) 0,36; 0,12; 0,12
E) 0,36; 0,24; 0,12

Cevabı Göster

NaCl 0,30×0,200=0,060 mol Na⁺ ve 0,060 mol Cl⁻ verir. Na₂SO₄ 0,20×0,300=0,060 mol tuzdan 0,120 mol Na⁺ ve 0,060 mol SO₄²⁻ verir. Toplam hacim 0,500 L’dir. Buna göre [Na⁺]=0,180/0,500=0,36 M; diğer iki iyon 0,060/0,500=0,12 M’dir.

Cevap: D

Tepkime veya Çökelme Sonrası İyon Derişimi

Karıştırılan iyonlar arasında çökelme tepkimesi varsa bütün başlangıç iyonları son çözeltide kalmaz. Önce net iyon denklemi yazılır, tepkimeye giren iyonların başlangıç molleri karşılaştırılır ve sınırlayıcı iyon belirlenir. Oluşan katı çözeltinin iyon derişimine katılmaz; artan iyonlar ile seyirci iyonlar son toplam hacme bölünür.

Ag⁺+Cl⁻→AgCl(k) tepkimesinde Ag⁺ ve Cl⁻ eşit mol tüketilir. Na⁺ ve NO₃⁻ net tepkimede yer almaz ve seyirci iyon olarak çözeltide kalır. Son çözeltinin yük dengesi, çökelme sonrası kalan bütün çözünmüş iyonlar üzerinden yeniden sağlanır.