Ионная сила

Ионная силой из раствора является мерой концентрации от ионов в этом растворе. Ионные соединения при растворении в воде диссоциируют на ионы. Общая концентрация электролита в растворе будет влиять на важные свойства, такие как константа диссоциации или растворимость различных солей . Одна из основных характеристик раствора с растворенными ионами - ионная сила. Ионная сила может быть молярной (моль / л раствор) или молярной.(моль / кг растворителя), и во избежание путаницы единицы измерения следует указывать явно. ^[1] Понятие ионной силы было впервые введено Льюисом и Randall в 1921 году при описании коэффициентов активности от сильных электролитов . ^[2]

Определение ионной силы [ править ]

Мольная ионная силой , я , раствор является функцией концентрации от всех ионов , присутствующих в этом растворе . ^[3]

${\ displaystyle I = {\ begin {matrix} {\ frac {1} {2}} \ end {matrix}} \ sum _ {i = 1} ^ {n} c_ {i} z_ {i} ^ {2 }}$

где половина - потому что мы включаем как катионы, так и анионы , c _i - молярная концентрация иона i (M, моль / л), z _i - зарядовое число этого иона, а сумма берется по всем ионам решение. Для электролита 1: 1, такого как хлорид натрия , где каждый ион однозарядный, ионная сила равна концентрации. Однако для электролита MgSO ₄ каждый ион имеет двойной заряд, что приводит к ионной силе, которая в четыре раза выше, чем эквивалентная концентрация хлорида натрия:

${\ displaystyle I = {\ frac {1} {2}} [c (+2) ^ {2} + c (-2) ^ {2}] = {\ frac {1} {2}} [4c + 4c] = 4c}$

Обычно многовалентные ионы вносят большой вклад в ионную силу.

Пример расчета [ править ]

В качестве более сложного примера, ионная сила смешанного раствора 0,050 М в Na ₂ SO ₄ и 0,020 М в KCl составляет:

${\displaystyle {\begin{aligned}I&={\tfrac {1}{2}}\times \left[{\begin{array}{l}\{({\text{concentration of }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {Na+}})\times ({\text{charge of }}{\ce {Na}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {SO4^2-}})\times ({\text{charge of }}{\ce {SO4}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {KCl}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {K+}})\times ({\text{charge of }}{\ce {K}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {KCl}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {Cl-}})\times ({\text{charge of }}{\ce {Cl}})^{2}\}\end{array}}\right]\\&={\tfrac {1}{2}}\times [\{0.050M\times 2\times (+1)^{2}\}+\{0.050M\times 1\times (-2)^{2}\}+\{0.020M\times 1\times (+1)^{2}\}+\{0.020M\times 1\times (-1)^{2}\}]\\&=0.17M\end{aligned}}}$

Неидеальные решения [ править ]

Поскольку в неидеальных растворах объемы больше не являются строго аддитивными, часто предпочтительнее работать с молярностью b (моль / кг H ₂ O), а не с молярностью c (моль / л). В этом случае молярная ионная сила определяется как:

${\displaystyle I={\frac {1}{2}}\sum _{{i}=1}^{n}b_{i}z_{i}^{2}}$

в котором

i = идентификационный номер иона

z = заряд иона

Важность [ править ]

Ионная сила играет центральную роль в теории Дебая – Хюккеля, которая описывает сильные отклонения от идеальности, обычно встречающиеся в ионных растворах. ^{[4] [5]} Это также важно для теории двойного слоя и связанных с ним электрокинетических явлений и электроакустических явлений в коллоидах и других гетерогенных системах. То есть длина Дебая , обратная параметру Дебая ( κ) обратно пропорциональна квадратному корню из ионной силы. Использовалась как молярная, так и молярная ионная сила, часто без четкого определения. Длина Дебая характерна для толщины двойного слоя. Повышение концентрации или валентности из противоионов сжимает двойной слой и увеличивает электрический потенциал градиента .

Среды с высокой ионной силой используются для определения константы стабильности , чтобы минимизировать изменения во время титрования в коэффициенте активности растворенных веществ при более низких концентрациях. Природные воды, такие как минеральная вода и морская вода , часто имеют значительную ионную силу из-за присутствия растворенных солей, которые значительно влияют на их свойства.

См. Также [ править ]

• Деятельность (химия)
• Коэффициент активности
• Уравнение Бромли
• Уравнение Дэвиса
• Уравнение Дебая – Хюккеля.
• Теория Дебая-Хюккеля
• Двойной слой (межфазный)
• Двойной слой (электрод)
• Двухслойные силы
• Электрический двойной слой
• Модель Гуи-Чепмена
• Флокуляция
• Пептизация (обратная флокуляции)
• Теория DLVO (от Дерягина, Ландау, Вервея и Овербека)
• Интерфейс и коллоидная наука
• Осмотический коэффициент
• Уравнения Питцера
• Уравнение Пуассона – Больцмана.
• Теория специфического ионного взаимодействия
• Соление в
• Высаливание

Внешние ссылки [ править ]

• Ионная сила
• Введение в ионную силу на веб-сайте EPA

Ссылки [ править ]