‹çindekiler - Anadolu Üniversitesi

10. Ünite - Elektrolit Çözeltiler
269
Özet
Çözeltideki yüklü türlerin (iyonlar›n) hareketiyle elektri¤i
ileten maddelere elektrolit denir. Elektrolitler, kuvvetli
ve zay›f elektrolitler olmak üzere iki gruba ayr›labilir.
Kuvvetli elektrolit, çözeltide %100 iyonlaflabilen
maddelere, zay›f elektrolit ise çözeltide k›smen iyonlaflabilen
maddelere denir. Kuvvetli elektrolitler Kohlrausch
yasas› ile ifade edilebilirken, zay›f elektrolitler için
bu yasa geçerli olmay›p iletkenlik, iyonlaflma derecesine
ba¤l›d›r.
Elektrolit çözeltilerin kolligatif özellikleri üzerine çal›-
flan van’t Hoff, çözeltilerin beklenen de¤erden daha
büyük kolligatif özelliklere sahip olduklar›n› görmüfl ve
bunun sebebinin kuvvetli elektrolitlerde iyon say›s›na,
zay›f elektrolitlerde ise iyon say›s›yla birlikte iyonlaflma
derecesine ba¤l› oldu¤u sonucuna varm›flt›r.
Elektrolit çözeltisine uygun iki elektrot dald›r›larak, bu
metaller yeterli büyüklükteki elektrik kayna¤›n›n kutuplar›na
ba¤lan›rsa, çözeltiden ak›m geçti¤i ve elektrotlarda
kimyasal reaksiyonlar›n olufltu¤u gözlenir. Bu
olaya elektroliz denir. Elektrolizi iyi bir flekilde anlayabilmek
için “Bir elektroliz hücresinde devreden geçen
elektrik ak›m›yla oluflan ürünün mol say›s› stokiyometrik
olarak gerekli olan elektronlar›n say›s›yla orant›l›-
d›r.” fleklinde ifade edilen Faraday yasas›n› iyi kavramak
gerekir.
Bir tür iyon taraf›ndan tafl›nan elektrik ak›m›n›n, toplam
elektrik ak›m›na oran›na tafl›ma say›s› denir ve t ile
gösterilir. Çözeltideki katyon ve anyonun tafl›ma say›lar›
ise s›ras›yla t + ve t – olarak gösterilir. Tafl›ma say›lar›-
n›n toplam› 1’e eflittir.
Debye-Hückel kuram›na göre; çözeltideki bir merkezi
iyonun etraf›n› bir bulut gibi saran ve onunla eflit ama
z›t yüklerin oluflturdu¤u küreye iyonik atmosfer denir.
‹yonlar iyonik atmosferle etkileflerek kararl› hale gelirler.
Debye-Hückel s›n›r yasas›ndan faydalanarak çok
seyreltik çözeltiler için aktiflik katsay›s› hesaplan›r.
Elektrolit çözeltilerin termodinamik fonksiyonlar› (∆H° ol
ve ∆G° ol ) hesaplan›rken, standart bas›nç ve tüm s›cakl›klarda
sudaki H + iyonunun oluflumu için termodinamik
fonksiyonlardaki de¤iflimler s›f›r olarak kabul edilir.
Çözelti içerisindeki iyonlar›n hidratasyon Gibbs
serbest enerjilerini ise Born eflitli¤inden yararlanarak
kuramsal olarak hesaplayabiliriz.
Çözelti içerisindeki iyonlar aras›nda ve iyonlar›n çözücü
molekülleriyle etkileflimlerinden dolay› çözelti idealden
sapar. Bu yüzden çözelti deriflimi için aktifli¤in kullan›lmas›
uygundur. Çözeltinin sahip oldu¤u kimyasal
potansiyel aktifli¤e ba¤l› olarak hesaplanabilir ve buradan
da çözeltinin molar Gibbs serbest enerji büyüklü-
¤ü bulunabilir.