Birincisi, katının önce moleküllerarası çekim kuvvetlerini yenerek çözücü içersinde molekül veya iyonlarına ayrışması, ikinci ve sonraki olay da bu molekül veya iyonların çözücü molekülleri tarafından sarılarak çözünmenin tamamlanmasıdır. Çözücü moleküllerinin çözünen maddenin molekül veya iyonlarını sarması olayına genel olarak solvatasyon, eğer çözücü su ise hidratasyon adı verilir. Aşağıdaki şekilde a) bir şeker molekülü, b) NaCl iyonların hidratasyonu görülmektedir.
Kovalent bileşikler suda moleküler olarak çözünürler. Bu nedenle elektirik akımını iletmezler. Bu tür çözeltilere elektrolitik olmayan çözeltiler denir. İyonik bileşikler ise suda iyonlarına ayrışarak çözündüklerinden elektrik akımını iletirler ve elektrolitler adını alırlar. İyonik bileşiklerin iyonlaşma dereceleri farklıdır. Bunun sebebi de 1923 yılında PeterDebye-Erich Huckel tarafından iyonların birbirine olan etkileri ile açıklanmıştır. İyonik etkileşimler nedeniyle iyonik konsantrasyonları daima gerçek değerinden azdır. Bu nedenle etkin iyon konsantrasyonu denilen aktivite kavramı tanımlanmışıtır.
Konsantrasyon ile aktiflik arasında bir bağlantı kurmak üzere aktiflik katsayısı kullanılır.
f =a/c
a: Aktivite
f: aktivite katsayısı
c: gerçek konsantrasyon
İdeal hale veya referans hale yaklaşıldıkça aktiflik katsayısı da 1 e yaklaşır. Aktiflik katsayısı ideal halden olan sapmanın bir ölçüsüdür. f = 1 idael hal demektir.
Elektrolit olmayan maddelerin çözeltilerindeki aktiflik katsayısı
Yalnız, çözünmüşün nötr moleküllerini içeren ve 1 molardan daha seyreltik olan çözeltiler de genellikle f = 1’den sapma çok azdır. Bu sebebten dolayı bu tür çözeltilerde aktiflik , konsantrasyonuna eşit alınabilir.
Elektrolit olmayan maddelerin elektrolit içeren çözeltilerindeki aktiflik katsayısı
Elektrolik konsantrasyonunun nispeten küçük olduğu çözeltilerde elektrolit olmayan maddelerin aktiflik katsayıları yaklaşık 1’e eşit alınabilir. Örneğin CH3COOH molekülü için f değeri 1 molar NaCl çözeltisinde 1.16 ve 1 M NaCH3COO çözeltisinde 0,97 dir. Aktiflik katsayısının teorik hesabı mümkün değildir. 0.1 molardan küçük elektrolit olmayan madde konsantrasyonlarında ve 6 molardan küçük elektrolit konsantrasyonlarında aktiflik katsayısının hesabı için
log f = kµ ampirik bağıntısı kullanılabilinir.
µ = ½ ∑(zi2 ci)
µ= İyon şiddeti
zi= iyonun yükü
ci= iyonun konsantrasyonu
Aktiflik katsayısındaki iyon şiddeti ve k her iki madde cinsine bağlı olan ampirik bir büyüklüktür.
0.1 M NaCl iyon şiddeti şu şekilde hesaplanır.
Elektrolik Çözeltilerde aktiflik katsayısı
Bu tip çözeltilerde ideal halden sapmanın nedenleri
1) İyonlar arasındaki zayıf elektrostatik kuvvetler
2) İyon assosiyasyonu
3) İyon solvatasyonu dolayısıyla serbest çözücü moleküllerinin azalması
4) Çözücü molekülleri arasındaki ilişkinin bozulması ( sulu çözeltilerde su yapısının çözünen tarafından bozunması)
5) Çözücü dielektrik sabitinin çözünmüş tarafından değiştirilmesi
6) kompleks veya disosiye olmamış bileşikler oluşumu
Bu faktörler göz önüne alınarak
25 C’ de µ< 0.1 olan sulu çözeltilerde iyonun aktiflik katsayısı
-log fi = (0.5 x zi2 x ) / (1+ ) şeklindedir.
µ< 0.01 olan sulu çözeltilerde ise iyonun aktiflik katsayısı
-log fi = (0.5 x zi2 x ) formülü ile hesaplanır.
