Gazların Özellikleri Nelerdir? Kinetik Molekül Teorisi Gaz Davranışını Nasıl Açıklar?

Gazların özellikleri, sabit bir şekle sahip olmadan bulundukları kabı tamamen doldurmaları, kolayca sıkıştırılabilmeleri, kütle taşımaları ve kap duvarlarına basınç uygulamalarıdır.^{[6], [8]} Kinetik molekül teorisi (İng: "kinetic molecular theory") ise bu makroskobik davranışları, aralarında geniş boşluklar bulunan taneciklerin sürekli doğrusal hareketi ve esnek çarpışmalarıyla açıklayan mikroskobik bir modeldir. Kapalı kaplardaki gaz basıncı bu çarpışmaların ürünüdür. Öte yandan gazların sıvılarda çözünmesi çoğunlukla ısı açığa çıkaran ekzotermik bir süreçtir ve oksijen gazının suda çözünmesi yeni bir bileşik oluşturmadığı için fiziksel bir olaydır.^{[10], [11]}

Çevremizi saran normal hava basıncı, içeriden eşit bir basınçla dengelenmediğinde metal bir kabı ezebilecek kadar güçlüdür. Tanecikler arasındaki boşluğun başka bir maddeyle dolu olduğu ya da taneciklerin kendilerinin genleşip büzüldüğü düşünceleri, yaygın yanılgılardır.^[8] Oysa bu makalemizde inceleyeceğimiz üzere asıl etken başkadır. Gazların davranışını taneciklerin boyut değiştirmesi değil, sıcaklıkla orantılı hareket enerjileri ve çarpışmaları belirlemektedir.

Gazlarda Ne Gözlemleriz? Kütle, Hacim ve Basınç

Gazlar belirgin fiziksel özellikler sergilemektedir. Her şeyden önce gazların kütlesi vardır.^[6] Gazların sabit bir şekli yoktur, gazlar akabilmekte ve konuldukları kabı tamamen doldurmaktadır. Ayrıca dışarıdan bir kuvvet uygulandığında gazlar kolayca sıkıştırılabilmektedir.

Sıkıştırılabilirlik özelliği basit bir şırınga gözlemiyle doğrudan test edilebilmektedir. Ucu kapatılmış bir şırınganın içindeki hava itilerek sıkıştırıldığında hacim küçülmekte, piston serbest bırakıldığında ise kendiliğinden geriye doğru yaylanmaktadır, çünkü sıkışan havanın artan basıncı pistonu geri itmektedir.

Şırıngadaki bu geri tepmeyi anlamak için basınç (İng: "pressure") kavramını tanımlamamız gerekmektedir. Basınç, birim yüzey alanına dik olarak etki eden kuvvettir. Bu büyüklük şu bağıntıyla ifade edilmektedir:

Burada kuvveti, ise kuvvetin uygulandığı alanı göstermektedir. Uluslararası Birim Sistemi'nde (SI) basıncın birimi paskaldır (İng: "pascal") ve Pa sembolüyle gösterilmektedir, yani bir paskal, bir metrekarelik alana etki eden bir newtonluk kuvvete karşılık gelmektedir (1 Pa = 1 N/m²). Standart atmosfer basıncı için kullanılan birim eşitliği ise 1 atm = 101.325 Pa = 760 torr biçimindedir.^[1]

Atmosferin yeryüzünde birim alana uyguladığı kuvvet olan atmosfer basıncı barometre (İng: "barometer") adlı araçla ölçülmektedir. Öte yandan kapalı bir kapta tutulan gazın basıncını ölçmek için manometre (İng: "manometer") kullanılmaktadır. Açık uçlu bir manometrede iki sıvı seviyesi arasındaki fark, kaptaki gaz ile atmosfer arasındaki basınç farkına karşılık gelmektedir.

Danomagnum, Kamu malı

Kinetik Molekül Teorisi: Gözlemin Arkasındaki Model

Makroskobik ölçekte gözlenen hacim ve kuvvet ilişkilerini açıklamak için görünmeyen ölçekteki tanecik hareketlerine bakılmaktadır. Kinetik molekül teorisi, gaz yasalarını açıklayan basit ve etkili bir mikroskobik modeldir. James Clerk Maxwell, 1860 tarihli çalışmasının birinci bölümünde gazların dinamik teorisini tam esnek kürelerin hareketleri ve çarpışmaları üzerinden ele almıştır.^[7] Maxwell, makalesinin girişinde bir gazdaki basınç, sıcaklık ve yoğunluk arasındaki ilişkilerin kinetik yaklaşımla açıklanabileceğini daha önce ortaya koyan araştırmacılar olarak Daniel Bernoulli, Herapath, Joule, Krönig ve Clausius'un adlarını anmıştır. Modelde genellikle moleküllerden söz edilse de her gaz moleküllerden oluşmamaktadır.^[3] Örneğin soy gazlar (İng: "noble gases") atomik türlerden meydana gelmektedir.

Modelin ilk varsayımına göre gazlar, sürekli hareket halinde olan ve düz çizgiler boyunca ilerleyen taneciklerden oluşmaktadır ve bu tanecikler sadece başka taneciklerle ya da kabın duvarlarıyla çarpıştıklarında yön değiştirmektedir. İkinci varsayıma göre gazı oluşturan moleküllerin kendi boyutları, aralarındaki mesafelerle karşılaştırıldığında ihmal edilebilecek kadar küçüktür. Üstelik bu aralıklar tamamen boştur. Dolayısıyla gazların kolay sıkıştırılabilmesi, tanecikler arasında bulunan bu geniş boşluklarla açıklanmaktadır.

Gazların tanecikli yapısı düşünülürken sıkça iki kavram yanılgısına düşülmektedir. İlk yanılgı, gaz tanecikleri arasındaki boşluğun başka bir maddeyle dolu olduğunu sanmaktır, oysa tanecikler arasında hiçbir madde yer almamaktadır. İkinci yaygın yanılgı ise taneciklerin oluşturdukları maddenin makroskobik özelliklerini birebir taşıdığını, yani taneciklerin kendilerinin genleştiğini, büzüldüğünü, eridiğini ya da kaynadığını düşünmektir. Halbuki gerçekte taneciklerin kendileri hep aynı kalmaktadır.

Basıncın tanımı, modelin üçüncü varsayımıyla mikroskobik düzeyde karşılık bulmaktadır, çünkü bu varsayıma göre kapalı bir kaptaki gazın uyguladığı basınç, gaz molekülleri ile kap duvarları arasındaki çarpışmalardan kaynaklanmaktadır. Dördüncü varsayıma göre gaz molekülleri birbirlerine veya kap duvarlarına hiçbir çekim ya da itme kuvveti uygulamamaktadır ve bu nedenle çarpışmalar tamamen esnektir (İng: "elastic"), enerji kaybı da içermemektedir. Beşinci varsayım ise hareket enerjisini sıcaklığa bağlamakta ve gaz moleküllerinin ortalama kinetik enerjisinin, gazın kelvin ölçeğindeki sıcaklığıyla doğru orantılı olduğunu ileri sürmektedir.

Tanecikler Ne Kadar Hızlı Gider?

Bir gaz örneğindeki bütün tanecikler aynı anda aynı süratle ilerlememektedir, çünkü sürekli gerçekleşen çarpışmalar tekil moleküllere birbirinden çok farklı süratler kazandırmaktadır. Maxwell, 1860 yılındaki çalışmasının dördüncü önermesinde çok sayıda eşit taneciğin çok sayıda çarpışmasından sonra sürati belirli sınırlar arasında kalan taneciklerin ortalama sayısını bulmayı amaçlamıştır. Böylece tek tek taneciklerin izlenmesinden istatistiksel dağılıma geçilmiştir. Bir gaz örneğindeki bu moleküler sürat dağılımı Maxwell-Boltzmann dağılımı (İng: "Maxwell-Boltzmann distribution") olarak bilinmektedir. Kütlesi ve sürati olan bir taneciğin kinetik enerjisi (İng: "kinetic energy") şu bağıntıyla verilmektedir:

Bu denklemde kütle kilogram (kg) ve sürat metre/saniye (m/s) cinsinden ifade edildiğinde enerji değeri joule (J) birimiyle elde edilmektedir. Belirli bir sıcaklıkta bütün gazların molekülleri aynı ortalama kinetik enerjiye () sahiptir. Bu durumda kinetik enerji eşitliği önemli bir sonuç doğurmaktadır. Aynı sıcaklıkta daha hafif olan moleküller, daha ağır olan moleküllere göre ortalama olarak daha hızlı hareket etmektedir.

Kinetik molekül teorisi çerçevesinde bir mol gaz taneciği için ortalama kinetik enerji şu denklemle ifade edilmektedir:

Burada gaz sabitini, ise kelvin sıcaklığını göstermektedir. Ortalama kinetik enerjinin kelvin sıcaklığıyla orantılı olması bu bağıntıda açıkça görülmektedir. Üstelik bu denklem, mutlak sıcaklık sıfırdan büyük olduğunda ( 0">) ortalama kinetik enerjinin sıfır olamayacağını ortaya koymaktadır.

Basınç, Hacim, Sıcaklık ve Miktar Nasıl İlişkilidir?

Gazların makroskobik fiziksel davranışları basınç (), hacim (), sıcaklık () ve gaz miktarı () olmak üzere dört değişkenle incelenmektedir, kinetik molekül teorisi ise bu dört değişken arasındaki deneysel ilişkileri tanecik çarpışmaları üzerinden açıklamaktadır. Bütün gaz yasası hesaplamalarında sıcaklıklar kelvin ölçeğinde kullanılmalıdır. Gaz miktarı ile hacim arasındaki doğru orantıyı Avogadro yasası (İng: "Avogadro's law") açıklamaktadır. Basınç ve sıcaklık sabit kaldığı sürece bir gazın hacmi () ile mol sayısı () doğru orantılıdır. Bu bağıntı şu denklemle yazılmaktadır:

Basınç, taneciklerin kap duvarlarına çarpmasından doğmaktadır. Avogadro yasasına göre basınç ve sıcaklık sabitken mol sayısı iki katına çıktığında hacim de iki katına çıkmaktadır.

Dört temel değişken tek bir eşitlikte birleştirilebilmektedir. Bu birleşim, ideal gaz yasasını (İng: "ideal gas law") vermektedir:

Bu eşitlikte gazın basıncını, hacmini, gazın mol sayısını, kelvin ölçeğindeki sıcaklığını ve ise gaz sabitini simgelemektedir. Ancak gaz sabiti için kullanılacak sayısal değer, denklemde seçilen birimlere bağlıdır. Örneğin basınç atmosfer, hacim litre cinsinden seçildiğinde , kilopaskal ve litre seçildiğinde ise değeri kullanılmaktadır.

Yapay zeka ile üretilmiş görsel (Evrim Ağacı)

Sabit Hacimde Isıtma: Amontons Yasası

Sızdırmaz ve rijit (esnemeyen) bir kapta bulunan gaz ısıtıldığında ya da soğutulduğunda, kabın hacmi ve içerideki gazın mol sayısı sabit kalmaktadır. Bu koşuldaki davranışı tanımlayan Amontons yasasına (Gay-Lussac yasası olarak da bilinir, İng: "Amontons's law") göre, belirli miktardaki bir gazın basıncı kelvin ölçeğindeki sıcaklığıyla doğru orantılıdır. Bu ilişki şu biçimde gösterilmektedir:

Kinetik molekül teorisi de bu süreci doğrudan açıklamaktadır. Çünkü hacim sabitken ısıtılan gaz moleküllerinin artan sürati, kap duvarlarıyla daha sık ve daha kuvvetli çarpışmalara yol açarak basıncı yükseltmektedir.

Amontons yasasının uygulanışı sabit hacimli bir kutudaki gaz örneğiyle adım adım görülebilmektedir.

Çözümlü örnek 1: Isınan kutudaki gazın basıncı kaça çıkar?

Verilenler: 350 mL sabit hacimli bir kutudaki gaz başlangıçta 24 °C sıcaklıkta ve 360 kPa basınçtadır (, ). Sıcak bir günde kutunun sıcaklığı 50 °C değerine () ulaşmaktadır. Hacim sabit kaldığı için hesaba katılmamaktadır.

İstenen: Gazın bu andaki yeni basıncı, yani .

1. adım: Basınç kelvin sıcaklığıyla orantılı olduğu için Celsius sıcaklıkları önce kelvin ölçeğine dönüştürülmektedir:

2. adım: Aranan son basıncı yalnız bırakmak için denklem yeniden düzenlenmektedir:

3. adım: Sayısal veriler ve kelvin sıcaklıkları denkleme yerleştirildiğinde kelvin birimleri sadeleşmektedir:

Sonuç: Sıcaklık oranı birden büyük olduğu için basınç artmakta ve kutudaki son basınç yaklaşık 390 kPa olarak bulunmaktadır.

Sabit Basınçta Isıtma: Charles Yasası

Gaz miktarı ve basınç sabit tutulduğunda ise Charles yasası (İng: "Charles's law") geçerlidir. Bu yasaya göre belirli bir miktar gazın hacmi, kelvin sıcaklığıyla doğru orantılıdır. Söz konusu orantı şu eşitlikle gösterilmektedir:

Yani ısıtılan gazda büyüyen nicelik tanecik boyutu değil, gazın kapladığı toplam hacimdir.

Bu kural, karbondioksit (CO₂) gazıyla yapılan bir ölçüm üzerinde sayısal olarak uygulanabilmektedir.

Çözümlü örnek 2: Isınan karbondioksidin hacmi kaç litre olur?

Verilenler: Bir CO₂ örneği 10 °C sıcaklıkta ve 750 torr basınçta 0,300 L hacim kaplamaktadır (, ). Basınç 750 torr değerinde sabit tutulmakta, sıcaklık ise 30 °C değerine () çıkarılmaktadır.

İstenen: Gazın kaplayacağı yeni hacim, yani .

1. adım: Hacim kelvin sıcaklığıyla orantılı olduğu için sıcaklıklar önce kelvine çevrilmektedir:

2. adım: Bilinmeyen son hacmi yalnız bırakmak için bağıntı yeniden düzenlenmektedir:

3. adım: Elde edilen sayılar denkleme konulduğunda kelvin birimleri sadeleşmektedir:

Sonuç: Sıcaklık 283 K'den 303 K'ye yükseldiği için hacim de doğru orantılı olarak büyümekte ve karbondioksit gazının 30 °C sıcaklıktaki hacmi 0,321 L olarak bulunmaktadır.

Sabit Sıcaklıkta Sıkıştırma: Boyle Yasası

Boyle yasası (İng: "Boyle's law") ise sıcaklığın sabit kaldığı durumu ele almaktadır. Bu durumda belirli bir miktar gazın hacmi, ölçüldüğü basınçla ters orantılıdır. Bu ters orantı şu biçimde yazılmaktadır:

Şırınga örneğinde hacim küçüldükçe basınç artmaktadır. Piston bırakıldığında ise sıkışan hava genleşerek pistonu geri itmektedir.

Aynı yasa, sabit sıcaklıkta sıkıştırılan bir gaz örneğinde sayısal olarak izlenebilmektedir.

Çözümlü örnek 3: Yarı hacme sıkıştırılan gazın basıncı kaçtır?

Verilenler: 2,0 atm basınç altında 15,0 mL hacim kaplayan bir gaz örneği (, ), sabit sıcaklıkta 7,5 mL hacme () sıkıştırılmaktadır.

İstenen: Gazın ulaşacağı yeni basınç, yani .

1. adım: Yeni basıncı bulmak için önce Boyle eşitliği son basıncı yalnız bırakacak biçimde düzenlenmektedir:

2. adım: Değerler yerine konduğunda mililitre birimleri sadeleşmektedir:

Sonuç: Hacim tam yarıya düştüğü için basınç iki katına çıkmakta ve 4,0 atm olarak bulunmaktadır.^[2]

Boyle yasası soluk alıp vermeyi de açıklamaktadır. Soluk alırken akciğerlerin hacmi artmaktadır. Hacimdeki bu artış, Boyle yasası gereğince akciğer içindeki basıncın düşmesine yol açmaktadır. Bu nedenle hava, basıncı dış ortamınkinden düşük olan akciğerlere doğru akmaktadır.

Johann Kerseboom, Kamu malı

Gazlar Nasıl Yayılır? Difüzyon ve Efüzyon

Gaz molekülleri saniyede yüzlerce metreye varan süratlerle hareket etmektedir, ancak hedefe düz bir çizgide ulaşamamaktadır.^[4] Çünkü bir gaz molekülü, oraya varmadan önce diğer moleküllerle defalarca çarpışmakta ve her çarpışmada yön değiştirerek çok farklı doğrultularda yol almaktadır. Bir molekülün ardışık çarpışmalar arasında aldığı ortalama uzaklığa ortalama serbest yol (İng: "mean free path") denmektedir. Ortalama serbest yol, gazın basıncı azaldığında artmaktadır.

Gaz moleküllerinin derişim farkı nedeniyle ortama yayılması sürecine difüzyon (İng: "diffusion") adı verilmektedir. Yüksek derişimli bölgelerde daha fazla tanecik bulunmaktadır. Bu sebeple rastgele tanecik hareketleri, yüksek derişimden düşük derişime doğru net bir madde geçişi oluşturmaktadır. Birbirine bağlı iki kap arasındaki derişimler eşitlendiğinde ise gaz atomları ve molekülleri hareket etmeyi sürdürmektedir, fakat her iki kaptaki derişimler artık aynı olduğundan iki yöndeki aktarım hızları birbirine eşitlenmekte ve net aktarım gerçekleşmemektedir.

Gazların yayılmasındaki ikinci temel süreç efüzyondur (İng: "effusion"). Efüzyon, gaz moleküllerinin bir balondaki iğne deliği gibi çok küçük bir delikten vakuma kaçmasıdır. Graham efüzyon yasasına (İng: "Graham's law of effusion") göre, iki gaz ( ve ) aynı sıcaklık ve basınçta bulunduğunda efüzyon hızları, molar kütlelerinin karekökleriyle ters orantılıdır. Bu bağıntı şu denklemle yazılmaktadır:

Burada efüzyon hızını, ise molar kütleyi göstermektedir.

Gerçek Gazlar İdeal Modelden Nerede Ayrılır?

İdeal gaz (İng: "ideal gas"), taneciklerinin kayda değer bir hacmi olmadığı ve birbirini çekip itmediği varsayılan kuramsal bir modeldir. Oysa gerçek gazlar böyle değildir. Karbondioksit (CO₂) gibi gerçek gazların molekülleri hem belirli bir öz hacme hem de moleküller arası çekim kuvvetlerine sahiptir. Ancak gerçek gazlar da görece düşük basınçlarda ve yüksek sıcaklıklarda ideal gaz davranışına yaklaşmaktadır. Bir gazın ideal davranıştan ne kadar saptığını ölçmek için sıkıştırılabilirlik faktörü (İng: "compressibility factor") kullanılmaktadır. Bu faktör, gerçek gazın molar hacminin () aynı sıcaklık ve basınçtaki ideal gazın molar hacmine oranıdır. Dolayısıyla değeri ideal davranışı göstermektedir.

Yüksek basınçlarda ve düşük sıcaklıklarda ise gerçek gazlar ideal modelden belirgin biçimde ayrılmaktadır. İlk olarak yüksek basınç altında gaz moleküllerinin kendi hacimleri, gazın kapladığı toplam hacme kıyasla önemli bir paya ulaşmaktadır ve bu nedenle yüksek basınçlarda gaz, ideal modelin öngördüğünden daha az sıkıştırılabilir olmaktadır. İkinci olarak moleküller arasındaki çekim kuvvetleri, duvara çarpışmaların kuvvetini azaltarak sabit hacimde ölçülen basıncı ideal gaz değerinin altına çekmektedir. Özellikle düşük sıcaklıklarda moleküllerin kinetik enerjisi çekim kuvvetlerine göre daha düşük kaldığı için basınçtaki bu azalma belirginleşmektedir.

İdeal gaz yasası denklemini gerçek gazların bu iki özelliğine uyarlamak için van der Waals denklemi (İng: "van der Waals equation") kullanılmaktadır. Bu denklem şu biçimdedir:

Denklemde iki düzeltme sabiti bulunmaktadır. Bunlardan sabiti belirli bir gazın molekülleri arasındaki çekim kuvvetinin şiddetine karşılık gelirken, sabiti gaz moleküllerinin büyüklüğüne karşılık gelen hacim düzeltmesini temsil etmektedir.

İki denklemin verdiği sonuçlar çözümlü bir örnekle karşılaştırılabilir.

Çözümlü örnek 4: Sıcak bir kaptaki CO₂ gazının basıncı kaçtır?

Verilenler: 4,25 L hacmindeki bir kapta 229 °C sıcaklıkta 3,46 mol CO₂ gazı bulunmaktadır (, , ).

İstenen: Gazın basıncının iki modele göre değeri.

1. adım: Sıcaklık önce kelvine çevrilmektedir: . Gaz sabiti olarak kullanılmaktadır. Tanecik hacmi ve çekim kuvvetleri ihmal edildiğinde basınç, ideal gaz yasasıyla hesaplanmaktadır:

2. adım: Aynı veriler CO₂ için ve düzeltme terimlerini içeren van der Waals denklemine uygulanmaktadır:

Sonuç: İdeal gaz yasası 33,5 atm, van der Waals denklemi ise 32,4 atm basınç vermektedir. Aradaki 1,1 atm fark, van der Waals denkleminin hesaba kattığı tanecik hacmi ve çekim düzeltmelerinden gelmektedir.^[5]

Evrim Ağacı

Gazlar Suda Nasıl Çözünür?

Gazlar sıvı bir yüzeyle temas ettiğinde taneciklerin bir bölümü sıvı fazın içine geçerek çözünmektedir. Bu geçişin üst sınırı çözünürlüktür (İng: "solubility"). Bir çözünenin belirli bir çözücü içindeki çözünürlüğü, çözünme süreci dengedeyken belirli koşullar altında ulaşılabilen en yüksek derişimdir. Kapalı bir kapta sıvıyla temas eden gaz molekülleri sürekli hareket etmekte ve bu sayede sıvı yüzeyine çarparak çözeltiye katılmaktadır.

Çözünmüş gaz moleküllerinin sıvıdan gaz fazına kaçma hızı, gazın sıvıda çözünme hızına eşitlendiğinde sistemde bir dinamik denge (İng: "dynamic equilibrium") kurulmaktadır. Difüzyondaki gibi bu dengede de moleküller iki faz arasında gidip gelmeyi sürdürmekte, fakat çözeltideki net gaz derişimi sabit kalmaktadır.

Basınç Arttıkça Daha Fazla Gaz: Henry Yasası

Bir gazın sıvıdaki çözünürlüğü, sıvının üzerindeki gaz karışımında bu gazın kısmi basıncına (İng: "partial pressure") bağlıdır. Kısmi basınç, karışımdaki bir gazın tek başına uygulayacağı basınçtır. Yani gazın basıncı arttıkça sıvıdaki çözünürlüğü de artmaktadır. Henry yasası (İng: "Henry's law") bu doğru orantıyı şu bağıntıyla tanımlamaktadır:

Eşitlikte çözünmüş gazın derişimini (çözünürlüğünü), ilgili gazın kısmi basıncını ve ise gazın ve çözücünün türüne, ayrıca çözelti sıcaklığına bağlı olan orantı sabitini göstermektedir. Örneğin gazlı bir içecek şişesi açıldığında içeceğin üzerindeki CO₂ basıncı düşmekte, bu yüzden CO₂ çözünürlüğü azalmaktadır. Henry yasasının sayısal uygulaması suda çözünmüş oksijen (O₂) üzerinde görülebilmektedir.

Çözümlü örnek 5: Düşük kısmi basınçta suda ne kadar oksijen çözünür?

Verilenler: 20 °C sıcaklıkta, 101,3 kPa kısmi basınçtaki oksijen gazına maruz kalan sudaki çözünmüş oksijen derişimi olarak ölçülmüştür (, ).

İstenen: Oksijenin kısmi basıncı 20,7 kPa olduğunda sudaki çözünmüş oksijen derişimi, yani .

1. adım: Orantı sabiti aynı sıcaklıkta değişmediği için önce ölçülen değerlerden hesaplanmaktadır:

2. adım: Bulunan sabit 20,7 kPa değerindeki yeni kısmi basınçla çarpılmaktadır:

Sonuç: Kısmi basınç 20,7 kPa değerine indiğinde sudaki çözünmüş oksijen derişimi olarak bulunmaktadır.^[9]

Ancak gaz halindeki çözünen ile çözücü arasında kimyasal bir tepkime meydana geldiğinde Henry yasasından sapmalar gözlenmektedir. Örneğin bir baz olan amonyak gazı suda çözündüğünde suyla kısmen tepkimeye girerek amonyum iyonları ve hidroksit iyonları oluşturmaktadır, dolayısıyla amonyağın sudaki çözünürlüğü basit doğrusal bağıntısını izlememektedir.

Oksijenin Suda Çözünmesi Kimyasal mı?

Yine de bu örnek genellenmemelidir. Amonyağın suyla tepkimeye girmesi, suda çözünen her gazın suyla kimyasal bağ kurduğu anlamına gelmemektedir. Nitekim oksijen gazının suda çözünmesi, çözünmüş oksijen suyla tepkimeye girerek yeni bir bileşik oluşturmadığı için fiziksel bir süreç (İng: "physical process") olarak kabul edilmektedir. İçinde oksijen çözünmüş olan su artık saf bir madde değildir. Yani su ve oksijen birlikte homojen bir karışım (İng: "homogeneous mixture") oluşturmaktadır.

Burada iki farklı kavramın birbirinden ayrılması gerekmektedir. İlk olarak su molekülleri (H₂O) kendi yapılarında bir oksijen atomu içerse de, doğal sularda yaşayan organizmaların ihtiyaç duyduğu oksijen su molekülündeki bu bağlı oksijen değildir. Örneğin balıklar ve zooplanktonlar suyun içinde dağılmış olan çözünmüş oksijeni (İng: "dissolved oxygen") solumaktadır.^[12] İkinci olarak bir balığın çözünmüş oksijeni besinleri karbondioksit (CO₂) ve suya (H₂O) dönüştürmek için kullanması ise gerçek bir kimyasal tepkime (İng: "chemical reaction") örneğidir. Başka bir deyişle oksijenin suda çözünmesi fiziksel bir olaydır. Canlı vücudunda besinlerin yıkımında tüketilmesi ise ayrı bir kimyasal süreçtir.

Gazların Çözünmesi Endotermik mi Ekzotermik mi?

Bir gaz sıvıda çözündüğünde, gaz molekülleri çözücü molekülleriyle etkileşime girmektedir. Bu yeni çekim etkileşimleri kurulurken ısı açığa çıkmaktadır. Dolayısıyla çoğu gazın sıvılarda çözünmesi ısı veren ekzotermik (İng: "exothermic") bir süreçtir. Çözünme entalpisi de sıfırdan küçüktür ().^[11] Ancak bu sonuç her gaz için geçerli değildir.

Sıcaklık arttığında gazların sıvılardaki çözünürlüğü genellikle azalmaktadır.^[9] Fakat bu eğilimin istisnaları da bulunmaktadır. Bu fiziksel ilişkinin doğal yaşam üzerinde doğrudan sonuçları vardır. Örneğin ısıl kirlilik (İng: "thermal pollution") nedeniyle doğal suların ısınması, sudaki oksijen çözünürlüğünü düşürmektedir ve ağır ısıl kirlilik vakalarında azalan çözünmüş oksijen miktarı, büyük ölçekli balık ölümlerine yol açabilir.

Sonuç

Gazların özellikleri, kinetik molekül teorisine göre taneciklerin sürekli doğrusal hareketi, esnek çarpışmaları ve kelvin sıcaklığıyla orantılı ortalama kinetik enerjileri ile açıklanmaktadır.^[3] Kinetik molekül teorisi böylece gaz yasalarını ve gazın kap duvarlarına uyguladığı basıncı tek bir tanecik modelinde birleştirmektedir.

Ortalama kinetik enerjinin kelvin sıcaklığıyla orantılı olması, gaz yasası hesaplarında kelvinin zorunlu olması ve sıcaklık arttıkça gaz çözünürlüğünün genellikle azalması bir arada değerlendirildiğinde, sıcaklığın gaz davranışını belirleyen temel değişkenlerden biri olduğu anlaşılmaktadır. Nitekim doğal sularda çözünebilen oksijen miktarı sıcaklık arttıkça azalmaktadır. Bu nedenle çözünmüş oksijen ölçümleri, suyun sıcaklığı bilinmeden doğru yorumlanamamaktadır.^[12]