Karışımların Sınıflandırılması

KARIŞIMLARIN SINIFLANDIRILMASI

Birden fazla maddenin kimyasal özellikleri değişmeden bir araya gelmesiyle oluşan sistemlere karışım denir. Bu kısımda karışımların sınıflandırılması konusunu irdeleyeceğiz.
*Karışımlar saf madde değildir.
*Karışımı oluşturan maddeler her oran birleşebilirler.
*Karışımı oluşturan maddeler kimliklerini korurlar.
*Karışımlar fiziksel yolla bileşenlerine ayrılabilir.
*Hal değiştirme sıcaklıkları (erime-donma-kaynama) yoktur.
*Yoğunlukları bileşen oranına göre değişebilir, ayırt edici değildir.
*Karışımlar homojen ve heterojen olmak üzere iki gruba ayrılır.

HOMOJEN KARIŞIMLAR (ÇÖZELTİLER)

Her yerinde aynı özelliği gösteren karışımlara homojen karışım denir. Homojen karışımlar bir maddenin başka bir madde içinde çözünmesi ile oluşur. Bu nedenle homojen karışımlara çözelti denir.
Çözeltiler çözücü ve çözünenden oluşur.
Çözücü: Genellikle miktarı fazla olan madde çözücüdür. Su her zaman çözücü sayılır.
Çözünen: Genellikle miktarı az olan madde çözünendir.

Çözelti örnekleri

Aşağıdaki tabloda çözücü ve çözünenin fiziksel haline göre sınıflandırılmış çözelti örneklerini inceleyiniz.

Çözünme Şekline Göre Çözelti Çeşitleri

Moleküllü Çözelti: Maddenin çözücü içinde molekül halinde homojen dağılması ile oluşan çözeltiler.
Kovalent bileşikler genellikle moleküler çözünme gösterir.
ÖR: C2H5OH (etil alkol), C12H22O11 (sofra şekeri)

Etil alkolün suda çözünme denklemi

Etil alkol suda iyonlarına ayrışmaz, moleküler biçimde çözünür. Bu nedenle etil alkol-su çözeltisi elektriği iletmez. Bu tür elektriği iletmeyen çözeltilere elektrolit olmayan çözelti denir.

İyonik Çözelti: Maddenin çözücü içinde iyonlarına ayrışarak homojen dağılması. İyonik bileşikler iyonik çözünme gösterir.
ÖR: NaCl, Ca(NO3)2

NaCl tuzunun suda çözünme denklemi

NaCl tuzu suda çözündüğünde Na+ ve Cl– iyonlarına ayrışır. Serbest halde hareket eden iyonlar çözeltinin elektriği iletmesini sağlar. Bu tür elektriği ileten çözeltilere elektrolit çözelti denir.

Çözünen Madde Miktarına Göre Çözelti Çeşitleri

Doymuş Çözelti: Belirli sıcaklıkta çözebileceği maksimum miktarda maddeyi çözmüş çözeltilerdir.
Doymamış Çözelti: Belirli sıcaklıkta çözebileceği maksimum miktardan daha az çözünen içeren çözeltilerdir.
Aşırı Doymuş Çözelti: Belirli sıcaklıkta çözebileceği maksimum miktardan daha fazla çözünen içeren çözeltilerdir. Aşırı doymuş çözeltiler kararsızdır. Bir dış etki ile çözünen fazla madde çöker.

Çözünen/Çözücü Oranına Göre Çözelti Çeşitleri

 

Derişik Çözelti: Çözünen miktarı görece fazla olan çözeltilerdir.
Seyreltik Çözelti: Çözünen miktarı görece az olan çözeltilerdir.

Seyreltik ve derişiklik terimleri görecelidir. Yani bir çözeltiye derişik ya da seyreltik denilebilmesi için bir başka çözelti ile karşılaştırılmalıdır. Yandaki üç çözelti incelendiğinde, aynı miktar (100 mL) suya üç farklı miktarda şeker ilave ediliyor. Bu üç çözeltiden 30 g şeker içeren çözelti diğer iki çözeltiye göre derişik, 10 g şeker içeren çözelti ise diğer iki çözeltiye göre seyreltiktir.

Bu üç çözeltiteki şeker oranları büyükten küçüğe, C>B>A şeklindedir.

*Doymuş çözeltiler daima derişiktir. 

ÇÖZÜNME OLAYI

Çözünme olayı iyonik ve moleküler olmasının yanı sıra, ısı alış verişi bakımından endotermik (ısı alan) ve ekzotermik (ısı veren) olabilir.
Çözünme olayı sırasında harcanan enerji, açığa çıkan enerjiden büyükse çözünme olayı ekzotermik, açığa çıkan enerjiden küçükse çözünme olayı endotermiktir.
Katı ve sıvıların çözünmesi genellikle endotermik, gazların çözünmesi ise genellikle ekzotermiktir.

Hidrasyon ve Solvasyon

Bir maddenin suda çözünmesi olayına hidrasyon (hidratasyon), sudan farklı bir çözücüde çözünmesi olayına solvasyon (solvatasyon) adı verilir.

Polarlığın Çözünmedeki Rolü

Bir çözelti hazırlanırken çözücü ve çözünenin bir biri içinde çözünüp çözünmeyeceğini, elde edilen karışımın homojen veya heterojen oluşuna moleküler düzeyde bir yaklaşım getirebiliriz. Moleküller arası etkileşimler ve bu etkileşimlerin benzerliği çözünmede önemli rol oynar.

Çözücü ve çözünen arasında oluşacak etkileşim, çözünenin kendi molekülleri arasındaki etkileşimden daha büyükse çözünme olayı gerçekleşir.Maddelerin birbiri içinde çözünmeleri “Benzer, benzeri çözer.” ilkesi ile açıklanır.

Benzer benzeri çözer ilkesi:

Bu ilkeye göre, polar maddeler polar çözücülerde, apolar maddeler apolar çözücülerde iyi çözünür.
Bir molekülün polarlığı arttıkça çözünme miktarı artar.
İyonik katılar polar çözücülerde iyi çözünür.
CCl4, CH4, C2H6, C6H6, CO2, I2 gibi maddeler apolar moleküllerdir. Bu maddelerin bir biri içinde iyi çözünmesi beklenir.
H2O (su), CHCl3 (kloroform), H2S, HF, C2H5OH (etil alkol), gibi maddeler polar moleküllerdir. Bu maddelerin birbiri içinde iyi çözünmesi beklenir.
NaCl, NaOH, Na2CO3 gibi maddeler iyonik katıdırlar ve polar çözücülerde iyi çözünürler.
CCl4 – H2O, C6H6 – CHCl3 gibi ikili karışımlarda moleküller birbirini iyi çözmez.

NaCl – H2O etkileşimi

Su molekülünde O-H bağları aynı doğrultuda olmadığından dipol momentleri sıfır değildir. Yani belli bir açıyla farklı doğrultularda bulunurlar. Bu da O-H bağlarının birbirinin etkisini yok edemeyeceği anlamına gelir. Dipol momentleri böylelikle sıfırdan farklı olur. Bundan dolayı da su molekülleri polar moleküllerdir. Su molekülündeki oksijen atomu, üzerinde bulunan elektron çiftlerinden dolayı kısmi negatif yüke sahiptir. Hidrojen atomu ise kısmi pozitif yüke sahiptir. İyonik bir bileşik olan tuz (NaCl), Na+ iyonları ile Cl– iyonlarından meydana gelir. Su moleküllerindeki kısmi negatif yüklü oksijen atomları, tuz kristalinin katyonlarını (Na+) sararak kristal örgüden koparır. Suyun kısmi pozitif yüklü hidrojen atomları ise tuz kristalinin anyonlarına (Cl-) çekim uygulayarak katyonlardan uzaklaşmasını sağlar. Polar bir madde olan suyun iyonlara uyguladığı bu çekim kuvveti iyon-dipol etkileşimi olarak tanımlanır. Oluşan iyon-dipol etkileşimi oldukça kuvvetli olduğu için iyonları kristalden kopararak tuzun çözünmesini sağlar.

Çözünen iyonlar su molekülleri ile sarılır ve hidratlaşmış olarak çözelti içerisinde hareket eder. Bütün iyonlar sulu çözeltilerinde hidratlaşmış hâlde bulunur.

CCl4 – H2O etkileşimi 

CCl4 (karbon tetraklorür) molekülleri suda çözünmez. CCl4 molekülünde bir karbon atomunun dört köşesinde klor atomları bulunur. Üç boyutlu düşünüldüğünde dört bağın dipolleri birbirinin etkisini ortadan kaldırır. Bu nedenle karbon tetraklorür molekülleri apolar moleküllerdir. Su molekülleri ise polar moleküllerdir. Aynı zamanda su molekülleri arasında hidrojen bağları etkindir. Hidrojen bağı, en kuvvetli zayıf etkileşim olarak tanımlanır. Su ile karbon tetraklorür arasında oluşacak etkileşim ise dipol-indüklenmiş dipol etkileşimidir. Dipol-indüklenmiş dipol etkileşimi polar ve apolar maddeler arasında oluşan etkileşimdir. Bu etkileşim suyun kendi molekülleri arasında bulunan hidrojen bağından daha zayıf bir etkileşim olduğu için karbon tetraklorür suda çözünemez. Karbon tetraklorür, su moleküllerinin altına inerek zeytinyağı ve suda olduğu gibi iki ayrı faz oluşturur.

CCl4 – I2 etkileşimi

CCl4 ile I2 birbiri içinde iyi çözünür ve çözelti oluşturur. İyot molekülleri de karbon tetraklorür molekülleri gibi apolar yapıya sahiptir. Her iki molekülde de London etkileşimi etkindir. Bu moleküllerdeki London etkileşimleri yaklaşık olarak aynı büyüklüktedir. Bu nedenle iyot ve karbon tetraklorür molekülleri arasında çekim kuvvetleri oluşur ve iyot karbon tetraklorürde çözünür.

C2H5OH – H2O etkileşimi

Etil alkol molekülü su molekülü gibi polar yapıya sahiptir. Aynı zamanda etil alkol ve su moleküllerinde oksijen atomuna hidrojen atomu doğrudan bağlı olduğu için her ikisinin molekülleri arasında da hidrojen bağı etkindir. Bu nedenle etil alkol suda çözünür.

Çözünme Olayı ve Kimyasal Değişim

İyonik katılar, asitler, O2 gazı ve çoğu kovalent bileşik suda fiziksel yolla çözünürken,
CO2 gazı ve Na, K gibi aktif metaller suda kimyasal yolla çözünür.

Yandaki çözünme örneklerinde,

I. çözünme olayı, iyonların su içinde dağılmasıyla oluşur ve fizikseldir. II. çözünme olayı, CO2 gazının suda tepkime vererek H2CO3 asidine dönüşmesi ile meydana gelir. Bu olay kimyasal olduğundan çözünme olayı kimyasaldır. Daha sonra H2CO3 su içinde iyonlarına ayrışır. Bu olay ise fiziksel çözünmedir. III çözünme olayında da Na metali su içine atıldığında şiddetli bir tepkime vererek NaOH bazını ve H2 gazını meydana getirir. Bu olay kimyasal olduğundan çözünme de kimyasaldır. Daha sonra NaOH bazı su içinde iyonlarına ayrışır. Bu olay ise fizikseldir.

HETEROJEN KARIŞIMLAR

Her yerinde aynı özelliği göstermeyen karışımlara heterojen karışımlar denir.
Adi Karışım: Dağılan ve dağıtıcı faz ayrımı yapılmayan karışımlardır.
ÖR: Karışık çerez, salata gibi.
Süspansiyon (sol): Bir sıvı içinde, katının tanecik boyutu m den büyük olacak şekilde dağılmasıyla oluşan heterohen karışımlardır. Tanecik boyutu 0,1 mm ya da daha büyükse kaba süspansiyon, 0,1 mm den daha küçükse kolloidal süspansiyon adını alır.
ÖR: (Kaba süspansiyon): Çamurlu su, tebeşir tozu ve ayran
ÖR: (Kolloidal süspansiyon): Peynir suyu, yumurta akı, kan, yağlı boya,
Emülsiyon: Bir sıvı içinde, başka bir sıvının heterojen dağılmasıyla oluşan heterojen karışımlara emülsiyon adı verilir.
ÖR: (Kaba emülsiyon): Su-zeytinyağı, su-karbontetraklorür (CCl4)
ÖR: (Kolloidal süspansiyon): Mayonez, süt.
Aerosol: Bir gaz içinde sıvı ya da katının heterojen dağılmasıyla oluşan karışımlara aerosol adı verilir.
ÖR: Sis, bulut, tozlu hava, kirli hava, duman, sprey boya, deodorant, sabun köpüğü, süslü camlar, jel, strafor.

Çözelti – kolloid – süspansiyon arasındaki fark

Tyndall olayı

Çözelti, kolloid ve süspansiyonu dağılan fazın tanecik boyutunu dikkate alarak ayırabiliriz. Çözeltide dağılan fazın tanecik boyutu (10-7 m den küçük) kolloid ve süspansiyona göre çok küçüktür . Süspansiyonda ise dağılan fazın tanecik boyutu ( 10-9 m çözelti ve kolloid karışımlara göre büyüktür. Kolloidlerde ise tanecik boyutu 10-9 – 10-7 m arasındadır ve dağılan faz heterojen dağılım gösterir. Kolloid karışımlarda dağılan tanecikler çıplak gözle görünmezler. Kolloid karışıma bir ışık demeti düşürüldüğünde, askıda kalan tanecikler ışığı yansıtır ve tanecikler görülür hale gelir. Bu olaya tyndall olayı denir.